СОДЕРЖАНИЕ
ВОПРОС № 6 2
ВОПРОС № 16 4
ВОПРОС № 26 7
ВОПРОС № 36 8
ВОПРОС № 46 10
ВОПРОС № 56 12
ВОПРОС № 6
Электролитическая диссоциация. Механизм электролитической диссоциации.
Теория электролитической диссоциации была сформулирована в 1887 г. шведским ученым С. Аррениусом. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям.
1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы (Na+, Mg2+, Al3+ и др.) – или из нескольких атомов – это сложные ионы (NO3-, SO42-, PO43- и др.). Само название «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые – анионами.
Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.
3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости («).
Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.
Механизм электролитической диссоциации можно представить следующим образом. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.
Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами – к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.
Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью – соли, кислоты и основания, способные диссоциировать на ионы в полярных растворителях.
Гидратированные ионы содержат как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ион водорода Н+, удерживающий одну молекулу воды, - это гидратированный протон Н+(Н2О), или Н3О+, или ОН3+, который называют ионом гидроксония. Для простоты ион гидроксония условно обозначают символом Н+.
Большинство других ионов образуют гидраты переменного состава, при изображении которых также условно опускают молекулы воды.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называют электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода; основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы; солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.
Растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (a), показывающей отношение числа распавшихся на ионы молекул Nў к общему числу молекул N.
ВОПРОС № 16
Фосфор, строение, свойства.
Строение. Фосфор входит в главную подгруппу V группы, в третий период. Порядковый номер – 15. Строение атома:
15Р 15 р, 15 , 31-15=16 n
1S22S22p63S23p3
2 8 5 s p d
3
Ї
Ї
Ї
Ї
2
Ї
Ї
Ї
Ї
1
Ї
Валентные электроны – 3S23p3. Энергия ионизации – 10,5 эВ. Относительная электроотрицательность – 2,1. Степень окисления в соединениях: +5, +4, +3, +1, -3, -2. Радиус атома – 0,13 нм.
Физические свойства. Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций: белый фосфор (бесцветное и очень ядовитое вещество; образуется в результате кондесации паров фосфора; не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде; при длительном слабом нагревании переходит в красный фосфор), красный фосфор (порошок красно-бурого цвета, не ядовит; нерастворим в воде и сероуглероде; представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом (от алого до фиолетового) и некоторыми другими свойствами; свойства красного фосфора во многом зависят от его получения), черный фосфор (по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами; образуется в результате длительного нагревания белого фосфора при очень высоком давлении (200 оС и 1200 МПа)). Свойства аллотропных модификаций фосфора объясняются их строением.