Вопрос 3

Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).Кобальт — твердый металл, существующий в двух модификациях. При температурах от комнатной до 427 °C устойчива α-модификация. При температурах от 427 °C до температуры плавления (1494 °C) устойчива β-модификация кобальта (решётка кубическая гранецентрированная). Кобальт — ферромагнетик, точка Кюри 1121 °C.Желтоватый оттенок ему придает тонкий слой оксидов.Металлический никель имеет серебристый цвет с желтоватым оттенком, очень тверд, вязкий и ковкий, хорошо полируется, притягивается магнитом, проявляя магнитные свойства при температурах ниже 340 °C.С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II): Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑; Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑. При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа(III): 2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O. Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂. Оксид железа(III) Fe₂O₃ слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)₂, основание Fe(OH)₃, которое реагирует с кислотами: 2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O.Оксид железа (II) — амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черного цвета. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок.Получение Термическое разложение соединений железа(II) без доступа воздуха: Химические свойства 1. Взаимодействие с разбавленной соляной кислотой: 2. Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой: 3. Взаимодействие с гидроксидом натрия: Оксид железа (III) — амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Красно-коричневого цвета. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели. В природе встречается как широко распространённый минерал гематит. Получение Термическое разложение соединений солей железа(III) на воздухе: В природе — оксидные руды железа гематит Fe₂O₃ и лимонит Fe₂O₃ • nH₂O Химические свойства Степень окисления атома железа +3, кислорода −2. Реакции 1. Взаимодействие с разбавленной соляной кислотой: 2. Взаимодействие с карбонатом натрия: 3. Взаимодействие с гидроксидом натрия: Корро́зия (от лат. corrosio — разъедание) — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. В общем случае это разрушение любого материала, будь то металл или керамика, дерево или полимер. Причиной коррозии служит термодинамическая неустойчивость конструкционных материалов к воздействию веществ, находящихся в контактирующей с ними среде. Пример — кислородная коррозия железа в воде: 4Fe + 2Н₂О + ЗО₂ = 2(Fe₂O₃•Н₂О). Гидратированный оксид железа Fe₂O₃•Н₂О и является тем, что называют ржавчиной. В повседневной жизни для сплавов железа (сталей) чаще используют термин «ржавление». Менее известны случаи коррозии полимеров. Применительно к ним существует понятие «старение», аналогичное термину «коррозия» для металлов. Например, старение резины из-за взаимодействия с кислородом воздуха или разрушение некоторых пластиков под воздействием атмосферных осадков, а также биологическая коррозия. Скорость коррозии, как и всякой химической реакции, очень сильно зависит от температуры. Повышение температуры на 100 градусов может увеличить скорость коррозии на несколько порядков.

2 Вопрос

Се́ра (Sulphur — обозн."S" в таблице Менделеева) — высокоэлектроотрицательный элемент, проявляет неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.Селе́н — химический элемент с атомным номером 34 в периодической системе, обозначается символом Se (лат. Selenium), хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета (устойчивая аллотропная форма, неустойчивая форма — киноварно-красная).Теллур — хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвет красно-коричневый, в парах — золотисто-жёлтый.Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100°С, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO₂.При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя TeO₂. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500-600 °С.В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

3. Платиновые металлы - платиноиды, химические элементы второй и третьей триад VIII группы периодической системы Менделеева. К ним принадлежат: рутений Ru, родий Rh, палладий Pd ; осмий Os, иридий lr, платина Pt . Серебристо-белые тугоплавкие металлы; благодаря красивому внешнему виду и высокой химической стойкости П. м. наряду с Ag и Au называют благородными металлами.Распространение в природе. Платина и другие П. м. встречаются в виде примеси во многих сульфидах и силикатах ультраосновных и основных пород. Некоторые осадочные марганцевые руды обогащены Pt , в углях ; повышенное содержание П. м. отмечалось в фосфоритах (вятских), в золе деревьев, растущих на месторождениях Pt.Химические свойства П. м. имеют много общего. Все они в компактном виде (кроме Os) малоактивны. Однако в виде т. н. черни (мелкодисперсного порошка) Семейство П. м. можно разделить на 3 диады (двойки), образованные двумя стоящими один под другим лёгким и тяжёлым П. м., а именно: Ru, Os; Rh, lr; Pd, Pt.При нагревании с O2 и сильными окислителями Ru и Os образуют легкоплавкие кристаллы — четырёхокиси (тетроксиды)— RuO4 и OsO4. При действии восстановителей превращаются в низшие окислы RuO2 и OsO2или в металлы. Со щелочами RuO4 образует рутенаты, например рутенат калия K2RuO по реакции:RuO4 + 2KOH = K2RuO4 + 1/2O2 + H2O. При действии хлора K2RuO4 превращается в перрутенат калия:K2RuO4 + 1/2Cl2 = KRuO4 + KCI. Четырёхокись OsO4 даёт с KOH комплексное соединение K2[OsO4(OH)2]. С фтором и др. галогенами Ru и Os легко реагируют при нагревании, образуя соединения типа RuF3, RuF4, RuF5, RuF6. Осмий даёт подобные же соединения, кроме OsF3; существование OsF8 не подтверждено. ВВесьма интересны комплексные соединения Ru с ксеноном Xe [RuF]6), а также с молекулярным азотом — [(NO)(NH3)4 N2Ru (NH3)4 NO] CIи [Ru (NH3)5N2] Cl2. На Rh и lr царская водка не действует. При прокаливании в O2образуются окислы Rh2O3 и Ir2O3, разлагающиеся при высоких температурах.

1. Условия образования комплексов в раствореХорошо известно, что ионные реакции (реакции обмена в растворах электролитов) практически идут необратимо и до.конца в тех случаях, когда в результате взаимодействия ионов получаются либо малорастворимые вещества (осадки и газы), либо малодиссоциирующие сое­динения (правило Бертоле). Комплексные ионы обычно слабо диссоциирова­ны, поэтому ионные реакции практически необратимо сдвигаются в сторону их образования.С помощью реакций ионного обмена можно синтезировать разнообразные координационные соединения. Вот некоторые примеры.Реакция между kcn и Fе(CN)₂ практически необратима вследствие образования иона [Fe(CN)_fi]^4-- слабого электролита:

При добавлении фторида калия желтый раствор хлорида железа (ill) обесцвечивается вследствие образования комплексного иона [FeF6]^3-:

Реакции обмена могут протекать также между комплексами, если но-вые продукты окажутся более прочными. При сильном различии констант нестойкости реакция пойдет в сторону образования комплекса с меньшей константой нестойкости (или, что равноценно, с большей константой устойчивости):

Многие соли, нерастворимые в воде, легко переходят' в раствор в присутствии избытка осадителя. Так, например, иодид ртути изменяет свою окраску и из красного нерастворимого соединения переходит в бесц­ветный и хорошо растворимый тетраиодомеркурат- ион:

Растворение амфотерных гидроксидов в избытке щелочи также протекает с образованием комплексных соединений - гидроксокомплексов:

Таким образом, обилие комплексных соединений и легкость их получе­ния в растворах обусловлены тем, что они, как правило, прочнее веществ, из которых образуются. Поэтому, если лиганды способны образовать комплекс с ионом металла, то это приводит к увеличению растворимости труднорастворимых соединений этого металла.

4.1.4. Условия разрушения комплексов в растворах Сдвигом равновесия реакции в сторону образования более слабых электролитов объясняются и случаи разрушения комплексов. Так, если на комплексный аммиакат серебра подействовать кислотой,- то происходит выпадение осадка AgCl (ПР(AgCl) меньше Kн([Ag(NH3)2]) и образование нового более устойчивого иона NH4+, который можно считать комплексным (сравни Kн).

В то же время при действии на аммиакат серебра раствором какого-нибудь хлорида, например NaCl, AgCl не образуется. При добавлении же иодида калия выпадает осадок Agl. Возможность выпадения осадка, а следовательно, и разрушения комплекса, связана с концентрацией в растворе ионов Ag⁺, образующихся при вторичной диссоциации комплексного иона:

Как ни мала концентрация ионов [Ag⁺], она оказывается достаточной для образования осадка Agl= 1,5.1 о^-16 много меньше, чем ПР(AgCl)=1,56*1 0^-10), но недостаточной для образования осадка AgCl. Зная Kн комплексных ионов и ПР соответствующих труднррастворимых соединений, можно предсказать поведение комплексов в растворах при действии на них тех или иных реагентов и подобрать для их образования или разрушения. « Электролитическая диссоциация комплексов. Константы нестойкости и константы устойчивости-.При растворении в воде комплексное соединение первоначально диссо­циирует на комлексный йоги ионы внешней сферы. Эта диссоциация проте­кает практически полностью т.е. по типу сильных электролитов. При этом комплексная частица ведет себя как единое целое.

В свою очередь, комплексный ион [Ptci^]^2- диссоциирует на составные части по типу слабых электролитов, т.е. в незначительной степени и ступенчато. Вторичная диссоциация комплексных ионов подчиняется закону действующих масс и с количественной стороны характеризуется константой диссоциации.Так как величины констант диссоциации характеризуют устойчивость комплексных ионов в растворе, их называют константами нестойкости комплексов (К_ц). Общая константа нестойкости равна произведению констант нестойкости по всем ступеням вторичной диссоциации:

Величину, обратную константе нестойкости, называют константой устойчивости комплекса ( К_уст) Она количественно характеризует процесс, обратный диссоциации - образование комплекса.