Лекция № 6 Элементы побочных подгрупп ( d- и f-элементы) (2 часа).

Цель:

1. Ознакомление с основными химическими свойствами s- и p-элементов.

2. Овладение нормами педагогических отношений профессионально-педагогической деятельности при проектировании и осуществлении образовательного процесса, направленного на подготовку рабочих (специалистов) (ОК-9).

Содержание

МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП. Особенности электронных структур атомов элементов d-и f-семейств. Их положение в периодической системе. Сравнение свойств атомов, простых веществ, соединений элементов главных и побочных подгрупп. Характер изменения свойств элементов и соединений при возрастании зарядов ядер атомов в главных и побочных подгруппах. Многообразие степеней окисления, проявляемых атомами побочных подгрупп. Лантаноидное и актиноидное сжатие. Сходство свойств элементов V и VI периодов. Комплексообразующее свойства d- элементов.

Элементы подгруппы скандия. Общая характеристика атомов элементов, физических и химических свойств простых веществ. Нахождение элементов в природе. Оксиды, гидроксиды, соли. Сравнение свойств элементов главной и побочной подгрупп III группы.

Элементы подгруппы титана. Общая характеристика атомов элементов, физических и химических свойств простых веществ. Титан, цирконий, гафний в природе. Химия их получения из природных соединений. Оксиды, гидроксиды, соли. Применение простых веществ и их соединений. Сравнение свойств элементов главной и побочной подгрупп IV группы.

Элементы подгруппы ванадия. Ванадий, ниобий, тантал, электронное строение атомов. Физические и химические свойства простых веществ. Нахождение элементов в природе. Способы получения. Оксиды, гидроксиды, соли. Сравнение свойств элементов главной и побочной подгрупп V группы. Применение ванадия, ниобия, тантала.

Элементы подгруппы хрома. Общая характеристика элементов, их распространение и важнейшие природные соединения. Физические и химические свойства, получение простых веществ, сплавов.

Соединения хрома (II,III,VI): оксиды, гидроксиды, соли. Получение, физические и химические свойства. Зависимость кислотно – основных свойств оксидов и гидроксидов хрома от величины зарядов и радиусов соответсвующих ионов. Гидроксо- и оксохроматы (III). Комплексные соединения хрома (III). Хромовые кислоты и их свойства. Хроматы и дихроматы, условия их существования. Соединения хрома (VI) как окислители. Хромовая смесь.

Сравнительная характеристика свойств элементов главной и побочной подгрупп VI группы.

Элементы подгруппы марганца. Общая характеристика элементов, их распространение и важнейшие природные соединения. Физические и химические свойства металлов.

Марганец. Сплавы марганца. Ферромарганец. Соединения марганца. Оксиды и гидроксиды марганца. Зависимость их свойств от степени окисления атомов марганца. Марганцовистая и марганцевая кислоты, манганаты и перманганаты. Окислительные свойства перманганатов и манганатов. Зависимость окислительных свойств перманганатов от рН среды. Марганец- микроэлемент растений.

Сравнительная характеристика свойств элементов главной и побочной подгрупп VII группы.

Элементы семейства железа. Распространенность в земной коре, важнейшие природные соединения. Физические и химические свойства. Сравнение свойств соединений железа, кобальта, никеля (II) и (III), их получение и применение, ферраты. Комплексные соединения железа, кобальта и никеля. Биологическая роль элементов семейства железа.

Элементы семейства платины. Распространенность в природе, история открытия, физические и химические свойства, практическое использование.

Элементы подгруппы меди. Медь, серебро, золото. Нахождение элементов в природе. Получение металлов и сплавов. Важнейшие химические соединения. Оксиды, гидроксиды, соли. Комплексные соединения. Окислительно- восстановительные свойства соединений меди, серебра, золота. Роль ионов меди (II) и серебра (I) в физиологических процессах. Медь как микроэлемент питания растений.

Сравнительная характеристика свойств элементов главной и побочной подгрупп I группы.

Элементы подгруппы цинка. Общая характеристика атомов элементов, физических и химических свойств простых веществ. Физические и химические свойства соединений элементов в степени окисления +2. Соединения ртути (+1). Комплексные соединения элементов подгруппы цинка. Физиологическое действие ионов металлов. ПДК ртути, техника безопасности при работе с ртутью и ее соединениями. Практическое использование соединений цинка, кадмия, ртути.

Методический инструментарий преподавателя

Групповые творческие задания. Работа с Интернет-источниками. Работа в микрогруппах по проведению химических опытов.

Содержание внеаудиторной работы

ответить на контрольные вопросы:

1. Окислительные или восстановительные свойства присущи d -элементам

2. В каких формах находятся в природе d -элементы

3. На какие группы и почему подразделяют d -элементы

4. Сферы использования d-элементов

Используемая литература

Основная литература

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. для вузов. - М.: Высшая школа, 2007. - 559 с. (Библиотека УлГПУ).

2. Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия: учебник для вузов. – М.: Дрофа, 2005. – 594 с. (Электронный ресурс. – Режим доступа: http://www.knigafund.ru/books/38247).

Дополнительная литература

1. Кузьменко Н.Е.  Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Экзамен, 2002. – 542 с. (Библиотека УлГПУ)

2. Глинка Н.Л.   Общая химия: учеб. пособие для нехим. специальностей вузов. - М.: Интеграл-Пресс, 2007. - 727 с. (Библиотека УлГПУ)

3. Лидин Р.А. Химия. Полный сборник задач: для школьников старших классов и поступающих в вузы. – М.: Дрофа, 2007 - 610 с. (Электронный ресурс. – Режим доступа: http://www.knigafund.ru/books/38248).

Понятие переходный элемент обычно используется в упро­щенном смысле для обозначения любого из d- или f-элементов. Эти элементы действительно занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрица­тельными p-элементами. Согласно более строгому определению, переходными  называются  элементы  с  валентными  d-  или f-электронами.

d-элементы называют главными переходными элементами. Они характеризуются внутренней застройкой d-орбиталей, так как s-орбиталь их внешней оболочки заполнена уже до заполне­ния d-орбитали. Химические свойства этих элементов определяются участием в реакциях электронов обеих указанных оболочек.

d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Здесь следует отметить две аномалии: хром и медхром Cr. Химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 24, атомная масса 51,996.ь медь Лат. Cuprum - от названия о. Кипр, где в древности добывали медную руду. Сu, химический элемент химический элемент Вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра, строением электронных оболочек. Известно 109 элементов (1983 г.).I группы периодической системы, атомный номер 29, атомная масса 63,55. Содержание в земной коре 5·10^-3 % по массе, в морской воде 3·10^-7 мг/л.имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью,  чем  частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).

Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на раз­рыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в лис­ты).

Большинство d-элементов кристаллизуется не в одной,  а в нескольких формах. Ковкие и сравнительно мягкие металлы, как, например, медь, кристаллизуются в решетки по типу ГКУ. Более твердые металлы, как, например, хром, кристаллизируются по типу ОЦКУ. Железо кристаллизуется в решетке как по типу ГКУ, так и ОЦКУ.

Электронные конфигурации элементов четвертого периода от скандия до цинка

Элемент	Символ	Атомный номер	Электронная конфигурация
Скандий	Sc	21	1s2	2s22p6	3s23p63d1	4s2
Титан	Ti	22	1s2	2s22p6	3s23p63d2	4s2
Ванадий	V	23	1s2	2s22p6	3s23p63d3	4s2
Хром	Cr	24	1s2	2s22p6	3s23p63d4	4s1
Марганец	Mn	25	1s2	2s22p6	3s23p63d5	4s2
Железо	Fe	26	1s2	2s22p6	3s23p63d6	4s2
Кобальт	Co	27	1s2	2s22p6	3s23p63d7	4s2
Никель	Ni	28	1s2	2s22p6	3s23p63d8	4s2
Медь	Cu	29	1s2	2s22p6	3s23p63d10	4s1
Цинк	Zn	30	1s2	2s22p6	3s23p63d1	4s2
					↑ Внутренняя застройка	↑ Внешняя оболочка

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.

Цинк не входит в число переходных элементов. Его физические и химические свойства не позволяют относить его к переходным металлам. В частности, в своих соединениях он обнаруживает только одно состоя­ние окисления и не проявляет каталитической активности.

d-элементы в целом характеризуются высокими температурами плавления и кипения. Их твердость твердость Способность материала сопротивляться пластической деформации или разрушению при местном силовом воздействии. Относительная твердость минералов измеряется по десятибалльной шкале Мооса (алмаз - 10). и высокие температуры плавления и кипения объясня­ются прочными металлическими связями в этих элементах. Наличие прочной металлической связи обусловлено способностью d-элементов поставлять на образование связи электроны не только из внешней, но и из предшествующей ей внутренней подоболочки. Например, металлы первого переходного ряда используют для образования связей одновременно 3d- и 4s-электроны.

Физические свойства d-металлов

Элемент	Атомный радиус, нм	ПИ, эВ	ЭО по Полингу	Энергия связи, эВ	ρ, г/см3	tпл, оС	Tкип, оС
Cr	0,125	6,77	1,6	4,11	7,19	1 857	2 672
Mn	0,124	7,44	1,5	2,91	7,44	1 244	1 962
Fe	0,124	7,87	1,8	4,31	7,87	1 535	2 750
Cu	0,128	7,73	1,9	3,51	8,96	1 083	2 567
Zn	0,133	9,39	1,7	1,35	7,13	420	907
Ag	0,144	7,58	1,9	2,95	10,5	962	2 212

d-Элементы характеризуются также более высокой плот­ностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.

d-Элементы — хорошие  проводники  электрического  тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внеш­ний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной   d-оболочки. Металлы с заполненной s-оболочкой обладают мень­шей электропроводностью. Например, медь, серебро серебро Ag. Химический элемент I группы периодической системы, атомный номер 47, атомная масса 107,81; благородный металл. Содержание в земной коре 7·10^-6 %, в морской воде 7·10^-8 % по массе. золото, об­ладающие внешней электронной конфигурацией d¹⁰s¹, проводят электрический ток лучше, чем цинк, кадмий кадмий Лат. Cadmium. Cd, химический элемент химический элемент Вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра, строением электронных оболочек. Известно 109 элементов (1983 г.).II группы периодической системы, атомный номер 48, атомная масса 112,41. Содержание в земной коре 1,35·10^-5 % по массе, в воде морей и океанов 0,00011 мг/л.и ртуть, обладающие конфигурацией d¹⁰s². Хром, молибден молибден Лат. Molybdaenum. Mo, химический элемент VI группы периодической системы, атомный номер 42, атомная масса 95,94. Содержание в земной коре 3·10^-4 % по массе.и вольфрам, имеющие кон­фигурацию d⁵s¹, характеризуются более высокой электропроводностью по сравнению с марганцем, технецием и рением, имею­щим конфигурацию d⁵s².

Химические свойства. Электроотрицательность и энергии ионизации металлов первого переходного ряда возрастают в на­правлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда посте­пенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы всех металлов первого переходного ряда за исключением меди (и серебра во втором переходном ряду) в системах М²⁺/М отрица­тельны. Согласно этим отрицательным значениям, металлы пер­вого переходного ряда должны располагаться в электрохими­ческом ряду напряжений выше водорода. Поэтому они должны вытеснять водород водород Лат. Hydrogenium, от греч. Hydor - вода, Gennao – рождаю Н, первый, наиболее легкий химический элемент периодической системы, атомная масса 1,0794. Самый распространенный элемент Вселенной.из минеральных кислот и образовывать водные растворы, содержащие ионы ионы Это заряженные частицы, которые образуются в результате отрыва или присоединения дополнительных электронов к атому. этих метал­лов. Однако некоторые из них реагируют с кислотами медленно, потому что на поверхности металла образуется защитный слой оксида. Это объясняет пассивность таких металлов, как хром, в коррозионных средах.

Хром — твердый голубовато-белый металл. При высоких тем­пературах хром хром Cr. Химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 24, атомная масса 51,996.горит в кислороде с образованием Сr₂О₃, реаги­рует с парами воды

2 Сr + 3 Н₂O Сr₂О₃ + 3 Н₂ ,

и с галогенами, образуя галогениды состава СrНаl₃. Хром (так же, как алюминий) пассивируется холодными концентрированными Н₂SО₄ и НNО₃. Однако при сильном нагревании эти кислоты кислоты Сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металлов, и кислотного остатка. В результате электролитической диссоциации в качестве положительных ионов образуется только Н⁺ (точнее Н₃О⁺).растворяют хром:

2 Сr + 6 Н₂SО_4(конц) = Сr₂(SО₄)₃ + 3 SО₂↑ + 6 Н₂О,

Сr + 6 НNО_3(конц) = Сr(NО₃)₃ + 3 NO₂↑ + 3 Н₂О.

При обычной температуре хром растворяется в разбавленных кислотах (НСl, Н₂SО₄) с выделением водорода, образуя соли соли Сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.Сr²⁺. По своим свойствам соли Сr²⁺ похожи на соли Fе²⁺. Обрабатывая их растворы щелочами, получают желтый осадок гидроксида хрома (II):

СrСl₂ + 2 NaОН = Сr(ОН)₂↓ + 2 NaСl.

При прокаливании Сr(ОН)₂ в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (II) СrО.

Соли Cr³⁺ сходны с аналогичными солями алюминия. При действии щелочей на соли Сr³⁺  выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:

Сr₂(SО₄)₃ + 6 NaОН = 2 Сr(ОН)₃↓ + 3 Na₂SО₄,

обладающий амфотерными свойствами. Он растворяется как в кислотах с образованием солей хрома (III)

2 Сr(ОН)₃ + 3 Н₂SО₄ = Сr₂(SО₄)₃ + 6 Н₂О,

так и в щелочах с образованием тетрагидроксихромитов, т.е. солей, в которых Сr³⁺ входит в состав аниона:

Сr(ОН)₃ + КОН = К[Cr(ОН)₄].

В результате прокаливания Сr(ОН)₃ получают оксид Сr₂О₃ - зеленые кристаллы, нерастворимые в воде. Этот оксид получают также прокаливанием дихроматов калия и аммония:

.

При сплавлении Сr₂О₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения Сr⁺³, растворимые в воде:

Сr₂О₃ + 2 NaОН = 2 NaСrО₂ + Н₂О↑,

Сr₂О₃ + Nа₂СО₃ = 2 NaСrО₂ + СО₂↑,

Сr₂О₃ + 6 КНSО₄ = Сr₂(SО₄)₃ + 3 К₂SО₄ + 3 Н₂О.

Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления +6 являются оксид хрома (VI) СrО₃, хромат (VI) калия К₂СrО₄ и дихромат (VI) калия К₂Сr₂О₇.

Оксид хрома (VI) — ангидрид хромовой Н₂СrО₄ и дихромовой Н₂Сr₂О₇ кислот, представляет собой ярко-красные кристал­лы, растворимые в воде. Он также реагирует со щелочами, об­разуя желтые хроматы СrО₄^2-:

СrО₃ + 2 КОН = К₂СrО₄ + Н₂О.

В кислой среде ион CrO₄^2- превращается в ион Сr₂О₇^2- . В ще­лочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

	Кислая среда
2 СrO2-4 + 2 H+		Cr2O2-7 + H2O
	Щелочная среда

Марганец — твердый металл серого цвета. В соединениях марганец марганец Лат. Manganum. Mn, химический элемент химический элемент Вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра, строением электронных оболочек. Известно 109 элементов (1983 г.).VII группы периодической системы, атомный номер 25, атомная масса 54,94. Содержание в земной коре 0,1 % по массе; в океанической воде 2·10^-7 %.проявляет степени окисления +2, +4, +6 и +7. Чем выше степень окисления, тем более ковалентны соответствующие соединения, тем выше кислотность его оксидов.

Металлический марганец реагирует с кислотами, образуя соли соли Сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.марганца (II):

Мn + 2 НСl = МnСl₂ + Н₂↑ .

Наиболее важное соединение марганца (IV) — нерастворимый в воде, коричнево-черный оксид МnО₂. Оксид марганца (IV) — сильный окислитель.

Соединения марганца (VI) малоустойчивы, однако наиболее известное из них — манганат калия К₂МnО₄ — устойчив в ще­лочной среде. Он образуется при восстановлении перманганата в щелочной среде:

Na₂SО₃ + 2 КМnО₄ + 2 КОН = Nа₂SО₄ + 2 К₂МnО₄ + Н₂О.

Высшую степень окисления степень окисления Заряд, который получил бы данный атом в молекуле, если бы все ковалентные полярные связи стали ионными. Неполярные ковалентные связи между одинаковыми атомами дают нулевой вклад в степень окисления. +7 марганец имеет в перманганате калия КМnО₄. Это — растворимая в воде соль фиолетового цвета. Перманганат — сильнейший окислитель. В кислой среде он восстанавливается до ионов Мn²⁺:

МnО₄^- + 8 Н⁺ + 5е → Мn²⁺ + 4 Н₂О,

в щелочной среде — до К₂МnО₄, а в нейтральной сре­де — до МnО₂:

3 С₂Н₄ + 2 КМnО₄ + 4Н₂О = 3 С₂Н₄(ОН)₂ + 2 МnО₂↓ + 2 КОН.

Металлическое железо получают восстановлением его окси­дов; реагируя с водяным паром, оно образует смешанный оксид железа (II, III) FеO^.Fе₂О₃:

3 Fе + 4 Н₂О_(пар) Fе₃О₄ + 4 Н₂.

На воздухе в присутствии влаги железо железо Лат. Ferrum. Fe, химический элемент химический элемент Вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра, строением электронных оболочек. Известно 109 элементов (1983 г.).VIII группы периодической системы, атомный номер 26, атомная масса 55,85. Один из самых распространенных элементов в природе. Содержание в земной коре 4,65 % по массе.ржавеет:

4 Fе + 3 O₂ + 6 Н₂О = 4 Fе(ОН)₃.

С галогенами оно образует галогениды железа (III)

2 Fе + 3 Вr₂ = 2 FеВr₃,

а взаимодействуя с соляной и разбавленной серной кислотами — соли соли Сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.железа (II):

Fе + Н₂SО₄ = FеSО₄ + Н₂↑.

Концентрированные кислотыкислоты Сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металлов, и кислотного остатка. В результате электролитической диссоциации в качестве положительных ионов образуется только Н⁺ (точнее Н₃О⁺).— окислителиокислители Вещества, молекулы которых принимают электроны или отдают кислород в окислительно-восстановительных реакциях. (НNО₃, Н₂SО₄) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при на­гревании:

2 Fе + 6 Н₂SО_4(конц) = Fе₂(SО₄)₃ + 3 SО₂↑ + 6 Н₂О,

Fе + 6 НNО_3(конц) = Fе(NО₃)₃ + 3 NО₂↑ + 3 Н₂О.

Растворимые соли железа в воде гидролизуются и дают кис­лую реакцию, поскольку гидроксиды гидроксиды Неорганические соединения металлов общей формулы M(OH)_n, где n-степень окисления металла М. Являются основаниями или амфотерными соединениями. Гидроксиды щелочных, щелочноземельных металлов и Tl (I) называются щелочами.железа (II) и (III) в воде не растворимы.

Гидроксид железа (II) получают действием раствора щелочи на соли железа (II) без доступа воздуха:

FеSО₄ + 2 NaОН = Fе(ОН)₂↓ + Na₂SО₄.

Fе(ОН)₂ — осадок белого цвета; в присутствии воздуха он быстро превращается в гидроксид железа (III) (бурый осадок):

4 Fе(ОН)₂ + O₂ + 2 Н₂О = 4 Fе(ОН)₃.

Гидроксид железа (III), в отличие от Fе(ОН)₂, амфотерен, при нагревании он способен растворяться в щелочах с образова­нием гексагидроферрата (III):

Fе(ОН)₃ + 3 КОН = К₃[Fе(ОН)₆]

Это — один из анионных комплексов железа (III).

Отметим еще две важные комплексные соли железа: гексацианоферрат (II) калия К₄[Fе(СN)₆] (желтая кровяная соль) и гексацианоферрат ( III) калия К₃[Fе(СN)₆] (красная кровяная соль), являющиеся реактивами для качественного определения ионов Fе³⁺ и Fe²⁺ соответственно.

Добавление раствора гексацианоферрата (II) к растворам, в которых содержатся ионы ионы Это заряженные частицы, которые образуются в результате отрыва или присоединения дополнительных электронов к атому. железа (III), вызывает образование темно-синего осадка, часто называемого берлинской лазурью:

4 К₄[Fе(СN)₆] + 4 Fе³⁺ = 4 КFе^III[Fе^II(СN)₆]↓ + 12 К⁺. (*)

Такой же темно-синий осадок образуется при добавлении рас­твора гексацианоферрата (III) к растворам, содержащим ионы железа (II). В этом случае осадок называется турнбуллевой синью:

3 К₃[Fе(СN)₆] + 3 Fе²⁺ = 3 КFе^II[Fе^III(СN)₆]↓ + 6 К⁺. (**)

Установлено, что берлинская лазурь и турнбуллева синь — это одно и то же вещество, так как комплексы, образующиеся в реак­циях (*) - (**) находятся между собой в равновесии:

КFе^III[Fе^II(СN)₆] КFe^II[Fе^III(СN)₆].

Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, об­ладающий наименьшей активностью среди рассмотренных выше переходных металлов, которые вытесняют медь медь Лат. Cuprum - от названия о. Кипр, где в древности добывали медную руду. Сu, химический элемент химический элемент Вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра, строением электронных оболочек. Известно 109 элементов (1983 г.).I группы периодической системы, атомный номер 29, атомная масса 63,55. Содержание в земной коре 5·10^-3 % по массе, в морской воде 3·10^-7 мг/л.из растворов ее солей. Медь не реагирует с соляной и разбавленной серной кис­лотами и растворяется только в кислотах — окислителях:

Сu + 2 Н₂SО_4(конц) = СuSО₄ + SО₂↑ + 2 Н₂О,

Сu + 4 НNO_3(конц) = Сu(NО₃)₂ + 2 NО₂↑ + 2 Н₂О,

3 Cu + 8 НNО_3(разб) = 3 Сu(NO₃)₂ + 2 NO↑ + 4 Н₂О.

Известны соединения меди со степенями окисления +1 и +2, из которых последние более устойчивы. Одновалентная медь об­разует либо нерастворимые соли соли Сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.(CuCl, Сu₂S), либо растворимые комплексы типа [Сu(NН₃)₂]⁺_.

Хлорид меди (I) растворяется в концентрированном растворе аммиака с образованием комплексной соли хлорида диамминмеди (I)[Сu(NН₃)₂]Сl; так же в аммиаке растворяется оксид меди (I):

СuСl + 2 NН₃ = [Сu(NН₃)₂]Сl,

Сu₂О + 4 NН₃ + Н₂О = 2[Сu(NН₃)₂]ОН.

Ионы Сu²⁺ в водном растворе существуют в виде комплексов гексааквамеди (II) [Сu(Н₂О)₆]²⁺, придающих раствору сине-голубую окраску. При добавлении щелочи к такому раствору об­разуется голубой осадок гидратированного гидроксида меди (II):

[Сu(Н₂O)₆]Сl₂ + 2 NаОН = [Сu(ОН)₂(Н₂О)₄]↓ + 2 NаСl + 2 Н₂О.

Полученный осадок, в свою очередь, растворяется в растворе аммиака, образуя ярко-синий комплекс.

[Сu(ОН)₂(Н₂O)₄] + 4 NН₃ = [Сu(NН₃)₄(Н₂О)₂]²⁺ + 2 ОН^- + 2 Н₂О.

Изменение окраски соединений меди при переходе из степени окисления +2 в степень окисления степень окисления Заряд, который получил бы данный атом в молекуле, если бы все ковалентные полярные связи стали ионными. Неполярные ковалентные связи между одинаковыми атомами дают нулевой вклад в степень окисления. +1 используется в органической химии для качественного анализа. Так, свежеосажденный Cu(ОН)₂ голубого цвета восстанавливается альдегидами или углеводами (глюкозой) в желтый осадок гидроксида меди (I); последний даже при слабом нагревании распадается на во­ду и оранжевый оксид Сu₂О.

Цинк — металл серебристо-белого цвета. В соединениях он проявляет только одну степень окисления +2. В лабораториях его часто используют для получения водорода из разбавленной соляной кислоты:

Zn + 2 НСl = ZnСl₂ + Н₂↑.

Оксид цинка ZnО проявляет амфотерные свойства, реагируя

как с кислотами:

ZnО + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О,

так и с щелочами:

ZnО + 2 NаОН + Н₂О = Na₂[Zn(ОН)₄].

В последней реакции образуется анионный комплекс тетрагидроксицинката.

Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(ОН)₂ + 2 НСl = ZnСl₂ + 2 Н₂О ,

Zn(ОН)₂ + 2 NаОН = Nа₂[Zn(ОН)₄].

Серебро, так же, как и медь, не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах-окислителях.

2 Аg + 2 Н₂SО_4(конц) = Аg₂SО₄ + SО₂↑ + 2 Н₂О,

Аg + 2 НNO_3(конц) = АgNО₃ + NО₂↑ + Н₂О,

3 Ag + 4 НNО_3(разб) = 3 AgNО₃ + NО↑ + 2Н₂О.

В большинстве соединений серебро серебро Ag. Химический элемент I группы периодической системы, атомный номер 47, атомная масса 107,81; благородный металл. Содержание в земной коре 7·10^-6 %, в морской воде 7·10^-8 % по массе. проявляет степень окисления степень окисления Заряд, который получил бы данный атом в молекуле, если бы все ковалентные полярные связи стали ионными. Неполярные ковалентные связи между одинаковыми атомами дают нулевой вклад в степень окисления. +1. Растворимый нитрат серебра используется как реактив для качественного определения ионов Сl^-, Br^-, I^- :

Аg⁺ + Наl^- = АgНаl↓.

При добавлении щелочи к раствору АgNО₃ образуется темно-коричневый осадок оксида серебра Аg₂О (не гидроксид!):

2 АgNО₃ + 2 NаОН = Аg₂О↓ + 2 NаNО₃ + Н₂О.

Подобно соединениям меди (I), осадки АgCl и Аg₂О могут растворяться в растворах аммиака с образованием комплексных соединений:

АgСl + 2 NН₃ = [Аg(NН₃)₂]Сl.

Аg₂О + 4 NН₃ + Н₂О = 2 [Аg(NН₃)₂]ОН.

Последний комплекс используется в органической химии в каче­ственной реакции на альдегиды альдегиды Соединения общей формулы (реакция «серебряного зеркала»).

4.2 Лекции блок «Аналитическая химия », 3 семестр

Лекция № 1 Введение в аналитическую химию. Предмет аналитической химии. Химический анализ. Задачи, решаемые аналитической химией. Связь аналитической химии с другими отраслями науки. Значение аналитической химии. Основные этапы развития аналитической химии. (2 часа).

Цели:

1. Формирование знаний о приемах анализа веществ

2. Систематизация знаний о физико-химических методах анализа

3. Овладение нормами педагогических отношений профессионально-педагогической деятельности при проектировании и осуществлении образовательного процесса, направленного на подготовку рабочих (специалистов) (ОК-9).

Содержание

Предмет аналитической химии. Химический анализ. Задачи, решаемые аналитической химией. Связь аналитической химии с другими отраслями науки. Значение аналитической химии. Основные этапы развития аналитической химии.

Общие проблемы эколого-аналитического мониторинга загрязнения окружающей среды. Экологический мониторинг. Экологический контроль. Основные определения. Задачи и схема эколого – аналитического мониторинга загрязнений. Эколого-аналитический мониторинг загрязнений в составе единой государственной системы экологического мониторинга.

Методический инструментарий преподавателя

Работа с интернет источниками.

Содержание внеаудиторной работы

Законспектировать вопрос параметры аналитического контроля качества окружающей среды

Используемая литература