2. Подгруппа углерода

Главную подгруппу IV группы периодической системы Д. И. Менделеева образуют пять элементов - углерод, кремний, германий, олово и свинец. В связи с тем, что от углерода к свинцу радиус атома увеличивается, размеры атомов возрастают, способность к присоединению электронов, а следовательно, и неметаллические свойства будут ослабевать, легкость же отдачи электронов - возрастать. Уже у германия проявляются металлические свойства, а у олова и у свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, углерод и кремний относят к неметаллам, германий причисляют как к металлам, так и к неметаллам, а олово и свинец - металлы. На внешнем энергетическом уровне атомов элементов главной подгруппы IV группы содержатся четыре электрона: два спаренных s-электрона и два неспаренных р-электрона. Поэтому при образовании соединений атомы этих элементов могут или отдавать все четыре электрона, проявляя высшую степень окисления +4, или принимать четыре электрона, проявляя при этом степень окисления -4.Отличие свойств углерода и кремния от св. других элементов подгруппы.Среди элементов IV группы наибольшее значение имеют углерод, входящий в состав всех живых организмов, и кремний - важнейший элемент земной коры.

Двухвалентные соединения для кремния менее характерны, чем для углерода. Это связано с меньшим значением энергии возбуждения атомов кремния благодаря большей удаленности наружных электронов от ядра. При обычных условиях углерод и кремний очень инертны и практически не взаимодействуют ни с какими простыми и сложными веществами.При обычных условиях углерод и кремний очень инертны и практически не взаимодействуют ни с какими простыми и сложными веществами. Исключение составляет аморфный кремний, реагирующий с фтором.При нагревании углерод и кремний взаимодействуют с галогенами, с элементами подгруппы серы, азотом, водородом и многими металлами. В последнем случае образуются соединения, называемые карбидами и силицидами. С углеродом и кремнием взаимодействуют лишь некоторые кислоты, являющиеся сильными окислителями. Например, в присутствии окислителей (KClO3, MnO2) аморфный углерод растворяется в концентрированных азотной и серной кислотах при нагревании. Кремний же растворяется лишь в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 18HF + 4HNO3 = 3H2SiF6 + 4NO + 8Н2ОЩелочи переводят кремний в соли кремниевой кислоты с выделением водорода: Si + 2КОН + H2O= К2Si03 + 2Н2С водой углерод и кремний реагируют лишь при высоких температурах:

С + Н2О СО + Н2 Si + ЗН2О = Н2SiO3 + 2Н2

Аллотропия

Алмаз. Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, r = 3,5 г/см3; t°пл. = 3730°C; t°кип. = 4830°C.\Атомы углерода находятся в sp3- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решётку с прочными ковалентными s- связями.Можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.

ПрименениеШлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки - бриллианты.

Графит Кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; r = 2,5 г/см3.

В кристаллической решётке атомы углерода находятся в sp2- гибридном состоянии и образуют слои из шестичленных колец; между слоями действуют межмолекулярные силы.

ПрименениеЭлектроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов.

Карбин Чёрный порошок; r = 2 г/см3; полупроводник.

Состоит из линейных цепочек –CºC–CºC– и =С=С=С=С=; атомы углерода находятся в sp- гибридном состоянии. При нагревании переходит в графит.

Одно из характерных свойств атомов халькогенов - их способность связываться друг с другом в кольца или цепи. Это явление называют катенацией. Причина его связана с различной прочностью одинарных и двойных связей. Оксиды углерода.

ОКСИД УГЛЕРОДА (2) В молекуле СО атом углерода находится состоянии sp-гибридизации, связь С-О тройная. Две связи возникают за счет неспаренных электронов атомов углерода и кислорода, третья - по донорно-акцепторному механизму за счет электронной пары кислорода и свободной орбитали атома углерода:

С О Энергия связи в молекуле СО составляет 1076 кДж/моль. ОКСИД УГЛЕРОДА (4) Молекула оксида углерода (4) - СО₂ - линейна, атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации, молекула в целом неполярна, хотя связи С-О - ковалентные полярные.

Угольная кислота и ее соли Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO2 + H2O « H2CO3 Двухосновная: H2CO3 « H+ + HCO3-

HCO3- « H+ + CO32- Характерны все свойства кислот. Cредние соли - карбонаты (СO32-). Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты (HCO3-).Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга: 2NaHCO3 –t°® Na2CO3 + H2O + CO2 Na2CO3 + H2O + CO2 ® 2NaHCO3 Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида: CuCO3 –t°® CuO + CO2Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты:

Na2CO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2O + CO2 CO32- + 2H+ ® H2O + CO2

3. Хром Cr 3d54s1 +1,+2,+3,+4,+5,+6

Молибден Mo 4d55s1 +1,+2,+3,+4,+5,+6

Вольфрам W 4f145d46s2 +1,+2,+3,+4,+5,+6

Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения.Вольфрам - самый тугоплавкий из известных металлов.В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает.С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов законо-мерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO3 соответствуют кислоты H2RO4.В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений. Оксид хрома(III) Cr2O3, представляет собой зеленые микрокристаллы с высокой температурой плавления (2437° С). Его можно получить при непосредственном взаимодействии элементов, прокаливанием нитрата хрома(III) или хромового ангидрида, разложением хромата или дихромата аммония, нагреванием хроматов металлов с углем или серой: 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3, 4Cr(NO3)3 = 2Cr2O3 + 12NO2 + 3O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O, 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4Оксид хрома(III) проявляет амфотерные свойства, но весьма инертен и его трудно растворить в водных кислотах и щелочах. При сплавлении с гидроксидами или карбонатами щелочных металлов переходит в соответствующие хроматы: Cr2O3 + 4KOH + KClO3 = 2K2CrO4 + KCl + 2H2O.

Гидроксид хрома (II) неустойчивое соединение и быстро окисляются кислородом воздуха в соединения хрома(3). Гидроксид хрома (3) выпадает в виде синевато-серого осадка при действии щелочей на соли хрома(3): Cr³⁺+ OH^- = Cr(OH)3 Подобно гидроксидами алюминия и цинка, он имеет амфотерный характер и растворяется в кислотах с образованием солей хрома (3), а в щелочах – с образованием изумрудно-зеленых растворов гидроксохроматов(3)(хромиты)

Cr(OH)3 + 3NaOH = NA3[Cr(OH)6] Хлорид хрома (II) CrCl2, или более правильно Cr2Cl4, в безводном состоянии представляет собой белые кристаллы, расплывающиеся на воздухе: Cr + 2HCl(aq) = CrCl2(aq) + H2, Cr + 2HCl(aq) = CrCl2(aq) + H2, 2CrCl3(aq) + 2Zn(Hg) = 2CrCl2(aq) + ZnCl2. Безводная соль получается путем взаимодействия хрома с газообразным хлороводородом при температуре красного каления или восстановлением безводного хлорида хрома(III) водородом при 450° С: Cr + 2HCl = CrCl2 + H2, 2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl. Хлорид хрома(II) – очень сильный восстановитель, легко окисляется даже кислородом воздуха, что используется в газовом анализе для количественного поглощения О2. Находит ограниченное применение при получении хрома электролизом расплавов солей и хроматометрии. Хлорид хрома(III) CrCl3, в безводном состоянии кристаллическое вещество, имеющее окраску цветов персикового дерева (близкая к фиолетовой), трудно растворимое в воде, спирте, эфире и пр. даже при кипячении. Cr2O3 + 3C + 3Cl2 = 2CrCl3 + 3CO, 2Cr2O3 + 3CCl4 = 4CrCl3 + 3CO2. Хромат калия K2CrO4, светло-желтые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Может быть получен при сплавлении Cr2O3 с KOH в присутствии окислителей, окислением щелочных растворов Cr3+, подщелачиванием раствора дихромата калия: 2K[Cr(OH)4] + 3Cl2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O; K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O; CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O. Хромат калия – сильный окислитель. Применяется при дублении кож, отбеливании воска, как протрава в текстильной промышленности, в производстве красителей. ПДК 0,01 мг/м3 (в пересчете на CrO3). Дихромат калия (хромпик) K2Cr2O7, оранжевое кристаллическое вещество, умеренно растворимое в воде (13% при 25°). Получается при подкислении водного раствора хромата калия, взаимодействием гидроксида или карбоната калия с хромовым ангидридом: 2K2CrO4 + 2H2SO4 = K2Cr2O7 + 2KHSO4 + H2O; 2CrO3 + 2KOH = K2Cr2O7 + H2O; 2CrO3 + K2CO3 = K2Cr2O7 + CO2.

3. Соединения Mn(II)

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO2 водородом: MnO2 + H2 = MnO + H2OГидроксид марганца (II) Mn(OH)2 - светло-розовое нерастворимое в воде основание: MnSO4 + 2NaOH Mn(OH)2 + Na2SO4. Легко растворимо в кислотах: Mn(OH)2 + 2HCl MnCl2 + 2H2O

На воздухе Mn(OH)2 быстро темнеет в результате окисления: 2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O 2[MnO2· 2H2O]При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn2+ в MnO2-: 2Mn(OH)2 + 5Br2 + 12NaOH=2NaMnO4 + 10NaBr + 8H2O (кат.CuSO4); 2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O; 2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO = 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

Хлорид марганца(II) – в безводном состоянии представляет собой листочки светло-розового света и получается при обработке марганца, его оксида или карбоната сухим хлороводородом: MnCO3 + 2HCl = MnCl2 + CO2 + H2O.

Тетрагидрат хлорида марганца(II) удобно получать растворением карбоната марганца(II) в соляной кислоте и упариванием образовавшегося раствора. Безводный MnCl2 весьма гигроскопичен.Сульфат марганца (II) .В промышленности сульфат марганца получают растворением пиролюзита в горячей концентрированной серной кислоте: 2MnO2 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + O2 + 2H2O или прокаливанием MnO2 с безводным FeSO4: 4MnO2 + 4FeSO4 = 4MnSO4 + 2Fe2O3 + O2.Оксид марганца (IV) MnO2 - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II): Mn(NO3)2 MnO2 + 2NO2. При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn2O3 (при 6000C) или Mn3O4 (при 10000C).Сильный окислитель:MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета: MnO2 + Na2CO3 + NaNO3 Na2MnO4 + NaNO2 + CO2Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде: Na2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH Na2SO4 + 2K2Mn+6O4 + H2OГидролиз манганатов протекает по схеме:3K2MnO4 + 2H2O 2KMnO4 + MnO2 + 4KOHОксид марганца (VII) Mn2O7 - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический KMnO4 (марганцевая кислота HMnO4 нестабильна): 2KMnO4 + H2SO4 Mn2O7 + K2SO4 + H2OПри растворении в щелочах образует перманганаты: Mn2O7 + 2KOH 2KMnO4 + H2OПерманганат калия KMnO4 -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода: 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

2KMnO4 + 10HCl + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 8H2O

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O

8KMnO4 + 5PH3 + 12 H2SO4 = 8MnSO4 + 5H3PO4 + 4K2SO4 + 12H2O.

Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn2+, в нейтральной – до Mn2O4, а в щелочной – до К2MnO4. Сопоставление с галогенами.Отношение между элементами подгруппы марганца элементами главной подгруппы седьмой группы – галогенами – приблизительно такое же, как и между элементами главной и побочной подгрупп шестой группы. Имея на внешней электронной оболочке атома всего 2 электрона, марганец и его аналоги не способны присоединять электроны и , в отличие от галогенов, соединений с водородом не образуют. У них также как и у галогенов в образовании связи с кислородом участвует семь электронов.

2. КРЕМНИЙОбщая характеристикаКремний - символ Si (от латинского Silicium) - элемент 4 группы периодической системы. Строение внешнего электронного уровня атома 3s²3p². Для кремния в соединениях характерны степени окисления +2 и +4, очень редко встречается +3. В природе три стабильных изотопа кремния: ²⁸Si, ²⁹Si, ³⁰Si.

Химические свойства.Кремний в химическом отношении при комнатной температуре инертен, взаимодействует при этой температуре только с фтором:

Si + 2F₂ = SiF₄При повышенных температурах взаимодействует со многими неметаллами:а) хлором - при 400^oС: Si + 2Cl₂ = SiCl₄ б) кислородом - при 600^oС:Si + O₂ = SiO₂ в) азотом - при 1000^oС: 3Si + 2N₂ = Si₃N₂ г) углеродом - при 2000^oС:

Si + C = SiC Образующийся при этом карбид кремния SiC - карборунд - имеет кристаллическую решетку алмаза и близок к нему по твердости. По отношению к металлам кремний ведет себя по-разному: а) с расплавленными магнием, медью, железом, щелочными и щелочноземельными металлами взаимодействует, образуя силициды, например:2Mg + Si = Mg₂Si Силициды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой. б) в других расплавленных металлах, например цинке, свинце, олове, алюминие, кремний хорошо растворяется, но соединений не образует.

Кремний устойчив к действию кислот, при обычных условиях аморфный (но не кристаллический) кремний взаимодействует только с плавиковой кислотой:

Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂ И кристаллический, и аморфный кремний растворяются в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂SiF₆ + 4NO + 8H₂O

Кремний реагирует с водными растворами щелочей, например: Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂ Получение кремния. В промышленности кремний получают восстановлением SiO₂ коксом:SiO₂ + 2C = Si + 2CO Особо чистый кремний - восстановлением SiCl₄ водородом: SiCl₄ + 2H₂ = Si + 4HCl или разложением SiH₄ при 400-600^oС: SiH4 = Si + 2H2 В лаборатории кремний можно получить, прокаливая смесь SiO₂ и магния (или алюминия): SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO

Кислородсодержащие соединения кремния. Степень окисления +2. Оксид кремния (2) - SiO - желтовато-коричневое вещество, плотность 2,2 г/см³.

SiO медленно окисляется кислородом воздуха:

SiO + O₂ = 2SiO₂ и взаимодействует с водными растворами щелочей:

SiO + 2KOH = K₂SiO₃ + H₂ Оксид кремния (2) можно получить при прокаливании SiO₂ c кремнием, коксом или карбидом кремния при 1500-2000^oC: SiO₂ + Si = 2SiO

SiO₂ + C = SiO + CO 2SiO₂ + SiC = 3SiO + CO SiO применяется как электроизоляционный материал, компонент красок и для фильтрования воздуха.

Степень окисления +4 - SiO₂, кремниевая кислота и силикаты. SiO₂ - оксид кремния (4), кремнезем, кремниевый ангидрид - бесцветные кристаллы, температура плавления 1728^oС, кипения 2530^oС, существует в виде нескольких полиморфных модификаций - кварца, кристобалита, тридимита, аморфного (стеклообразного) SiO₂. SiO₂ устойчив к действию кислот и щелочей, взаимодействует только с плавиковой кислотой или газообразным фтороводородом: SiO₂ + 4HF газ= SiF₄ + 2H₂O SiO₂ + 6HF водн. раствор = H₂SiF₆ + 2H₂O Применение кремния. Кремний применяют в промышленности:

а)как легирующую добавку в производстве сплавов черных и цветных металлов

б) для получения силиконов - кремнийорганических полимеров Особо чистый монокристаллический кремний (очищают обычно зонной плавкой) применяется в электронной промышленности как полупроводниковый материал для изготовления микросхем, транзисторов и т.д. Cиликаты—в большинстве своем нерастворимы в воде; растворимы лишь силикаты натрия и калия. Они получаются при сплавлении диоксида кремния с едкими ще­лочами или карбонатами калия и натрия, например:

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2 Силикаге́ль представляет собой высушенный гель, образующийся из пересыщенных растворов кремниевых кислот (nSiO2·mH2O) при pH > 5—6. Твёрдый гидрофильный сорбент.

Получается при подкислении растворов силикатов щелочных металлов с последующей промывкой и высушиваниемобразовавшегося геля.

Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3

H2SiO3 = SiO2 + H2O

3. Оксид марганца(VII) Mn2O7 — зеленовато-бурая маслянистая жидкость (tпл=5,9°С), неустойчив при комнатной температуре; сильный окислитель, при соприкосновении с горючими веществами воспламеняет их, возможно со взрывом.

Получить оксид марганца(VII) Mn2O7 можно действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия:2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O.

Полученный оксид марганца(VII) неустойчив и разлагается на оксид марганца(IV) и кислород:2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.Одновременно выделяется озон: Mn2O7 = 2MnO2 + O3. Оксид марганца(VII) взаимодействует с водой, образуя марганцевую кислоту:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4. Перманганат калия KMn+7O4 -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода: 2KMnO4 –t°® K2MnO4 + MnO2 + O2 Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn2+, в нейтральной – до Mn+4O2, а в щелочной – до Mn+6O42-.Марганцовая кислота, HMnO4, сильная неорганическая кислота, отвечающая 7-валентному марганцу. Существует только в водных растворах. Анион MnO4- окрашен в малиново-фиолетовый цвет. Марганцовая кислота и её соли (перманганаты) — очень сильные окислители. Перманганаты: марганцовокислые соли, соли марганцовой кислоты HMnO4. Кристаллы П. имеют тёмный, почти чёрный, цвет с зеленовато-фиолетовым отливом; растворы П. окрашены, как правило, в красно-фиолетовый цвет иона MnO4-. В воде П. натрия и 2-валентных металлов хорошо растворимы, сравнительно мало растворим KMnO4. П. весьма неустойчивы к нагреванию. Так, KMnO4 распадается уже выше 200 °С в основном по схеме: 2 KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2. П.— сильные окислители, особенно в кислой среде [при этом Mn (VII) восстанавливается до Mn (II), например до MnSO4; см. Марганец]. В химической практике П. широко применяют как окислители: в медицине — как дезинфицирующие средства, при ожогах и прочем.Применение: Соединения марганца относятся к веществам, которые в ряде случаев являются причиной отравлений. Эти соединения применяются в технике и медицине.

2. АЗОТ

Общая характеристика

В соединениях проявляет степени окисления от -3 до +5. встречаются в виде чилийской селитры NaNO₃ и индийской селитры KNO₃. Азот входит в состав многих органических соединений, в частности в состав аминокислот. Физические свойства. Азот - бесцветный газ, без вкуса и запаха, температура кипения -196^oС, плавления -210^oС. Растворимость азота при 0^oС составляет 2 объема в 100 объемах воды. Азот не ядовит, но дыхания не поддерживает.Химические свойства. Высокая энергия связи в молекуле азота приводит к тому, что азот проявляет низкую химическую активность. При комнатной температуре он взаимодействует только с литием, образуя красно-бурый оксид лития: 6Li + N₂ = 2Li₃N

При 200-300^oС азот реагирует с другими щелочными и щелочноземельными металлами, например: 2Ca + N₂ = Ca₃N₂ При 1000^oС азот реагирует с алюминием: 2Al + N₂ = 2AlN

а при 600-800^oС - с железом и некоторыми другими переходными металлами. В результате этих реакций образуются нитриды, которые по своим свойствам могут быть разделены на 3 группы: 1. Ионные нитриды - нитриды щелочных и щелочноземельных металлов. Водой эти нитриды разлагаются: 3Na₃N + 3H₂O = NH₃ + 3NaOH 2. Ковалентные нитриды, например AlN, BN, Si₃N₄ - инертные, не разлагающиеся водой вещества, обладающие высокими температурами плавления. 3. Нитриды переходных металлов - образуются за счет внедрения атомов азота в кристаллическую решетку металла - вещества высокой твердости с высокими температурами плавления. Азот взаимодействует с неметаллами: а) водородом - при 5000 ат или в присутствии катализаторов:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ б) кислородом - при 2500-3000^oС: N₂ + O₂ = 2NO

в) углеродом - в пламени электрической дуги (2500-3000^oС) с образованием циана: 2C + N₂ = C₂N₂ г) бором - при 2000^oС: 2B + N₂ = 2BN С остальными неметаллами азот непосредственно не взаимодействует. ФОСФОРОбщая характеристикаФосфор (символ Р - от латинского Phosphorus) - порядковый номер 15, строение внешнего электронного уровня 3s²3p³ (электронный аналог азота). В соединениях проявляет степени окисления от -3 до +5, наиболее устойчивы положительные степени окисления +5 и +3.

В природе один стабильный изотоп фосфора - ³¹Р. Фосфор в свободном состоянии в природе не встречается. Основными минералами фосфора являются: Ca₃(PO₄)₂ - фосфорит и Ca₃(PO₄)₂*CaX₂, где Х+ОН, F, Cl - апатит. Фосфор содержится в живых организмах: входит в состав костей как один из основных компонентов, в состав нуклеиновых кислот. Массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,001.Простое вещество.

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций:а) белый фосфор - состоит из молекул Р₄ б) красный фосфор - высокомолекулярное вещество в) черный фосфор - атомные кристаллы со структурой, близкой к структуре графита. Физические свойства.

Белый фосфор - воскообразное вещество желтоватого цвета с чесночным запахом, легко плавится, летуч, хорошо растворим в CS₂, очень ядовит, температура плавления +44^oС, кипения +287^oС, плотность 1,82 г/см³. Красный фосфор - твердое вещество без запаха, красного цвета, при нагревании возгоняется, плавится только при повышенном давлении, нерастворим в воде и сероуглероде, плотность 2,36 г/см³, неядовит. Черный фосфор - серо-черное вещество, по твердости напоминающее графит, без запаха, при нагревании возгоняется, плавится только при повышенном давлении, нерастворим в воде и S₂, плотность 2,17 г/см³, неядовит. Аллотропные модификации могут переходить одна в другую, например: а) белый фосфор переходит в красный при нагревании белого фосфора без доступа воздуха до 300^oС. б) красный фосфор переходит в белый при быстрой конденсации паров фосфора. в) белый фосфор переходит в черный при ударном прессовании под давлением 10000 МПа (100000 ат) или при 380^oС в присутствии ртути.

Химические свойства. Наиболее химически активен белый фосфор, активность красного и черного фосфора ниже. Разница в активности выражается в том, что те реакции, которые протекают с участием белого фосфора при комнатной температуре, с участием красного и черного фосфора требуют предварительного нагревания. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует. Фосфор реагирует с простыми веществами:

а) галогенами, например, хлором: 2P + 3Cl₂ = 2PCl₃ - при избытке фосфра 2P + 5Cl₂ = 2PCl₅ - при избытке хлора б) кислородом: 4P + 3O₂ = 2P₂O₃ - при недостатке кислорода

4P + 5O₂ = 2P₂O₅ - при избытке кислорода Белый фосфор окисляется кислородом уже при комнатной температуре, энергия при этом выделяется в основном в виде света, именно этим объясняется свечение белого фосфора. в) с серой при нагревании: 2P + 3S = P₂S₃ - при недостатке серы 4P + 3S = P₄S₃ - при избытке фосфора 2P + 5S = P₂S₅ - при избытке серы д) с металлами при нагревании, например: 3Ca + 2P = Ca₃P₂ при этом образуются фосфиды металлов. Все фосфиды можно разделить на две группы: 1. ионные фосфиды - фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов - легко гидролизуются, например: Ca₃P₂ + 6H₂O = 3Ca(OH)₂ + 2PH₃ 2. ковалентные фосфиды - фосфиды переходных металлов - не гидролизуются, не растворяются в воде, устойчивы к действию минеральных кислот. Обладают высокими температурами плавления (>2000^oС), проявляют свойства полупроводников. Фосфор реагирует также со сложными веществами: а) белый фосфор реагирует с кипящим раствором щелочи:

4P + 3NaOH + 3H₂O = PH₃ + 3NaH₂PO₂ б) окисляется азотной кислотой:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO Термическое разложение солей аммония.

Соли аммония термически неустойчивы, при нагревании разлагаются. Продукты разложения определяются анионом, входящим в состав соли. Если это анион обычной кислоты (неокислителя), то разложение обратимо, например:

NH₄Cl = NH₃ + HCl

(NH₄)₂SO₄ = 2NH₃ + H₂SO₄

- при нагревании реакции протекают слева направо, при охлаждении - справа налево. Если в состав соли входит анион кислоты-окислителя, то разложение необратимо, при этом образуются азот или N₂O, например:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

главной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F−, Сl−, Вr−, I− уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I , астат At. Фтор — зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционоспособен, попытка получить в свободном виде в больших количествах чревата последствиями. Хлор — зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки). Бром — красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.

Иод — фиолетово-чёрные кристаллы. как пушинка возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит. Астат — очень радиоактивен, поэтому о нём мало известно.

7 группа А. Неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Могут быть и восстановителями (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами. Распространенность элементов и получение простых веществ Встречаются в природе обычно в виде соединений. Их распространенность в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами. Все дигалогены производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах. В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF2). Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы Eo(F2/F−) = +2,87 В и Eo(Cl2/Cl−) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F− и Cl− можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции: полуреакция на аноде: полуреакция на катоде:

Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I-. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br2 и I2 удаляются из раствора потоком воздуха. Физические свойства галогенов энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи(151 кДж/моль), это объясняеться тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов(Сl2 243, Br2 199, I2 150.7, At2 117 кДж/моль). От хлора к йоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеет и температуры кипения (плавления). (F2 -223(-187), Сl2 -100.98(-34.15), Br2 -7.2(58.75), I2 311.5(184.5), At2 411(299) Co) Химические свойства галогенов Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например: 2Аl + 3F2 = 2АlF3 + 2989 кДж, 2Fе + 3F2 = 2FеF3 + 1974 кДж. Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например: Н2 + F2 = 2НF + 547 кДж,

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж. При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме Hal2 + F2 = 2НаlF где Наl = Сl, Вr, I, причем в соединениях НаlF степени окисления хлора, брома и иода равны +1. Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами: Хе + F2 = ХеF2 + 152 кДж. Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 3F2 + ЗН2О = F2О↑ + 4НF + Н2О2. Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора: 2Аl + ЗСl2 = 2АlСl3(кр) + 1405 кДж,

2Fе + ЗСl2 = 2FeСl3(кр) + 804 кДж, Si + 2Сl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж, Н2 + Сl2 = 2НСl(г)+185кДж. Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 + hν → 2Сl, Сl + Н2 → НСl + Н, Н + Cl2 → НСl + Сl, Сl + Н2 → НCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hv), которые вызывают диссоциацию молекул Сl2 на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии. Реакция между Н2 и Сl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внес русский ученый, лауреат Нобелевской премии (1956 г) Н. Н. Семенов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами: СН3-СН3 + Сl2 → СН3-СН2Сl + НСl,

СН2=СН2 + Сl2 → СН2Cl — СН2Сl. Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами: Сl2 + 2НВr = 2НСl + Вr2, Сl2 + 2НI = 2НСl + I2, Сl2 + 2КВr = 2КСl + Вr2, а также обратимо реагирует с водой: Сl2 + Н2О = НСl + НСlO — 25 кДж. Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в НСl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте НОСl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования. Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами: Сl2 + 2NаОН = NаСl + NаСlO + Н2О (на холоде), ЗСl2 + 6КОН = 2КСl + КClO3 + ЗН2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si +2Вr2 = SiBr4(ж) + 433 кДж, Н2 + Вr2 = 2НВr(г) + 73 кДж.

2. Cероводород - Встречается в природе в водах некоторых минеральных источников, в вулканических газах, в ппопутных газах месторождения нефти. Бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц. Ядовит. В твердом состоянии существует в трех различных модификациях. Мало растворим в воде, водный раствор H2S - это слабая кислота. К1=0,87.10-7, К2=10-14. Сильный восстановитель. Получают в промышленности - как побочный продукт при очистке нефти, природного и коксового газа. Применяют в производстве H2SO4, S; для получения сульфидов, сераорганических соединений; в аналитической химии для осаждения сульфидов; для приготовления лечебных, сероводородных ванн.

Сульфиды — класс химических соединений, представляющих собой соединения металлов (а также ряда неметаллов В, Si, Р, As) с серой (S),где она имеет степень окисления -2. Сульфиды получают различными методами: Fe + S = FeS,2CdO + 3S = 2CdS + SO2, 2Ga + 3H2S = Ga2S3 + 3H2,ZnCl2 + H2S = ZnS + 2HC1

Сероводород — сильный восстановитель. При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кислоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, pH раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты: H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl Средние соли сероводорода называются сульфидами. Их можно получать различными способами, в том числе непосредственным соединением металлов с серой:Fe + S = FeS + 100,4 кДж

Многие сульфиды можно получить, действуя сероводородом на растворимые в воде соли соответствующих металлов: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4. Несмотря на то, что в ходе реакции получается кислота, CuS выпадает в осадок: сульфид меди не растворяется ни в воде, ни в разбавленных кислотах. Но при действии сероводорода на раствор какой-либо соли железа (II) осадка не получается — сульфид железа (II) FeS нерастворим в воде, но растворим в кислотах. Это различие обусловлено тем, что произведение растворимости CuS много меньше произведения растворимости FeS. Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, подвергаются гидролизу. Например, Na2S при растворении в воде почти целиком гидролизуется с образованием кислой соли — гидросульфида натрия: Na2S + H2O <—> NaHS + NaOH. Полисульфиды — многосернистые соединения общей формулы Me2Sn, например, полисульфид аммония (NH4)2Sn. В структуре этих соединений имеются цепи атомов —S—S(n)—S. Известны многочисленные полисульфиды водорода, общей формулы H2Sn, где n меняется от 2 до 23. Это желтые маслянистые жидкости, по мере увеличения содержания серы, окраска изменяется от желтой до красной. Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии элементарной серы с соответствующим сульфидом (при сплавлении или в концентрированном растворе):

Na2S + 2 S(pомб.) → Na2S3 Na2S + 4 S → Na2S5 Na2S + 5 S → Na2S6

Na2S + 6 S → Na2S7 Na2S + 7 S → Na2S8 Для полисульфидов характерны окислительные и восстановительные свойства: (NH4)2S2 + Sn+2S → (NH4)2Sn+4S3, 4FeS2 +11O2 → 2Fе2O3 + 8SO2.При взаимодействии с кислотами разлагаются с выделением серы и H2S. Полисульфиды используют в аналитической химии для разделения элементов, в производстве некоторых каучуков и др. Тиосульфаты — соли и сложные эфиры тиосерной кислоты, H2S2O3. Тиосульфаты неустойчивы, поэтому в природе не встречаются. Наиболее широкое применение имеют тиосульфаты натрия и аммония, а также органические тиосульфаты с атомом водорода, замещённым углеводородным радикалом—соли Бунте. Получение - Тиосульфаты получаются при взаимодействии растворов сульфитов с сероводородом: 2H2S^- + HSO3^- → 3S2O32^- + 3H2O При кипячении растворов сульфитов с серой: Na2SO3 + S → Na2S2O3

При окислении полисульфидов кислородом воздуха: 2Na2S2 + 3O2 → 2Na2S2O3, 2Na2S5 + 3O2 → 2Na2S2O3 + 6S Химические свойства - Тиосерная кислота (H2S2O3) в присутствии воды разлагается: H2S2O3 → S + SO2 + H2O,поэтому её выделение из водного раствора невозможно. Свободная тиосерная кислота может быть получена при взаимодействии хлорсульфоновой кислоты с сероводородом при низкой температуре:HSO3Cl + H2S → H2S2O3 + HCl.Выше 0 °C свободная тиосерная кислота необратимо разлагается:3H2S2O3 → 2SO3 + 4S + 3H2O.Из-за наличия серы в степени окисления −2 тиосульфат-ион обладает восстановительными свойствами. Слабыми окислителями (I2, Fe3+) тиосульфаты окисляются до тетратионатов:2S2O32- + 2Fe3+ → S4O62- + 2Fe2+ 2S2O32- + I2 → S4O62- + 2I- Более сильные окислители окисляют тиосульфаты до сульфатов:S2O32- + 4Cl2 + 5H2O → SO42- + 8Cl- + 10H+ Сильные восстановители восстанавливают тиосульфат-ион до сульфида, например:3S2O32- + 8Al + 14OH- + 9H2O → 6S2- + 8[Al(OH)4]- Тиосульфат-ион также является сильным комплексообразователем:Ag+ + 2S2O32- → [Ag(S2O3)2]3- 3. Кла́стер — химическое соединение, содержащее ковалентную связь между атомами или молекулами.

Кластеры могут быть комплексными соединениями, стабилизируясь лигандами, и нейтральным молекулами.

Термин используется и в более широком смысле, обозначая любую группу атомов, промежуточную по размерам между молекулой и твёрдым телом.

1. КРИСТАЛЛИЧЕСКОГО ПOЛЯ ТЕОРИЯ, квантовохим. теория, в к-рой низшие по энергии состояния молекулы описываются как состояния одного атома (иона), находящегося в электростатич. поле, созданном остальными частицами. Как правило, кристаллического поля теория применяется к координац. соед., кристаллам и др. системам, в структуре к-рых можно выделить центр. атом и окружающие его ионы или молекулы (в случае координац. соед. -лиганды). Лиганды моделируют системой точечных зарядов или диполей, а создаваемое ими электростатич. поле рассматривают по аналогии с внутрикристаллич. полем, к-рое обусловлено положит. и отрицат. зарядами ионов в кристалле. Поэтому такое приближение наз. теорией кристаллич. поля. В рамках кристаллического поля теории предполагается, что энергия электронного возбуждения лигандов намного больше, чем энергия возбуждения центр. атома, а взаимод. лигандов и центр. атома не очень сильно. Поэтому низшие по энергии электронные состояния комплекса в целом рассматривают как состояния центр. атома (иона), изменившиеся по сравнению с состояниями своб. атома под действием электростатич. поля лигандов.

Кристаллического поля теория позволяет установить относит. положение энергетич. уровней и энергии переходов между ними для молекулы или кристалла при заданном расположении лигандов в пространстве, изучить изменение энергетич. уровней при замещении лигандов или центр. атома, при изменении геом. строения комплекса, появлении на пов-сти кристалла адсорбир. частиц и др. Электронное строение атомов или ионов в кристалле и мол. комплексах определяется мн. факторами, среди к-рых кристаллического поля теория выделяет два: энергия взаимод. лигандов с центр. атомом и энергия межэлектронного отталкивания, характеризующая состояние валентных электронов центр. атома. Характерное для атома в данной степени окисления отталкивание электронов не меняется в разных комплексах, а интенсивность поля лигандов возрастает в экспериментально установленном (т. наз. спектрохим.) ряду: I-<Вr-<Сl-<F-<ОН-<Н2О<NH3<NO2-<CN-, что позволяет различить два предельных случая: 1) слабое поле: межэлектронное отталкивание намного больше, чем воздействие поля лигандов. В этом случае за основу берут детально изученные спектроскопич. методами состояния многоэлектронного атома, а влияние лигандов учитывают с помощью теории возмущений. 2) Сильное поле: воздействие лигандов на центр. атом больше, чем влияние межэлектронного отталкивания. В этом случае сначала изучают состояния отдельных электронов атома в поле лигандов, а затем учитывают поправки на межэлектронное взаимодействие. Магнитные и оптические свойства комплексов

Комплексное соединение – химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. ТКП и оптические свойства комплексов Комплексы переходных металлов в большинстве своем являются окрашенными соединениями,, т.е. способными поглощать энергию в видимой области спектра и давать соответствующие спектры поглощения. Спектры поглощения (а следовательно, и окраска) большинства комп­лексов d-элементов обусловлены переходами элекетронов с низших d-орбиталей на d-орбитали с более высокой энергией (d-d-переходы) при поглощении квантов света. Например, для октаэдрических комплексов- с dε-подуровня на Dy-подуровень. Такие переходы возможны, если на более высоком подуровне имеются свободные или неполностью заполненные орбитали. В таком случае комплексное соединение будет окрашено. Рассмотрим некоторые примеры. Электронная конфигурация иона Cr3+ ...3d³, следовательно, на верхнем энергетическом подуровне dy, имеются свободные вакансии , и переход электронов разрешен; в результате водные растворы солей Сг³,⁺ содержащие ионы [Ст(H2O)6]³+, и другие комплексные соли Сг³+ -окрашены. В то же время ион Zn2+ имеет электронную конфигурацию 3d¹⁰. Все 3d-орбитали заполнены полностью, и переход электронов невозможен, поэтому комплексные соединения цинка бесцветны.

2. Водород — первый элемент периодической системы элементов. Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1H — протон. Три из пяти изотопов водорода имеют собственные названия: ¹H — протий (Н), ²H — дейтерий (D) и ³H — тритий (радиоактивен) (T).Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, платине.

Распространённость - самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 92% всех атомов (8% составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — менее 0,1%). Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °С) и межзвёздного пространства, пронизанного космическим излучением, этот элемент существует в виде отдельных атомов. Значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005% по объёму).

Применение - Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.Химическая промышленность -При производстве аммиака, Метанола, мыла и пластмасс. Пищевая промышленность -При производстве маргарина из жидких растительных масел. Солнце в основном состоит из водорода. Солнечное тепло и свет — это результат высвобождения ядерной энергии при слиянии ядер водорода.Водород используют также в качестве ракетного топлива. При сжигании водорода мы получаем чистую воду, из которой его и добыли. То есть имеем возобновляемый ресурс, использование которого не причиняет вред окружающей среде, в отличие от газа или бензина, которые являются первичными источниками энергии.

Особое положение водорода – атом водорода способен не только отдавать, но и присоединять 1 электрон. При этом образуется отрицательно заряженный ион водорода с электронной оболочкой атома гелия. В виде таких ионов водород находится в соединениях с некоторыми активными металлами. Таким образом, Н2 имеет двойственную химическую природу, проявляя как окислительную, так и восстановительную способность. В большинстве реакций он выступает в качестве восстановителя, образуя соединения, в которых степень его окисленности равна +1. Но в реакциях с активными металлами он выступает в качестве окислителя: степень окисленности его в соединениях с металлами равна -1. Т.о., отдавая один электрон, Н2 проявляет сходство с металлами первой группы ПС, а присоединяя электрон – с неметаллами 7й группы.

Физические свойства - самый лёгкий газ, его плотность во много раз меньше плотности воздуха. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха. При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии. Практически не растворим в серебре.

Химические свойства - Молекулы водорода Н2 довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:Н2 = 2Н − 432 кДж. Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:Ca + Н2 = СаН2и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:F2 + H2 = 2HF

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении. Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:CuO + Н2 = Cu + Н2O.Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода. N2 + 3H2 → 2NH3 С галогенами образует галогеноводороды: F2 + H2 → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,Cl2 + H2 → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.С сажей взаимодействует при сильном нагревании:C + 2H2 → CH4 При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:Na + H2 → 2NaH,Ca + H2 → CaH2,Mg + H2 → MgH2.Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2 ↑ Оксиды восстанавливаются до металлов: CuO + H2 → Cu + H2O,Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O,WO3 + 3H2 → W + 3H2O Получение - Водород практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током. Основной промышленный способ получения водорода — реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре:СН4 + 2Н20 = CO2 + 4Н2 − 165 кДж. В лаборатории для получения простых веществ используют не обязательно природное сырьё, а выбирают те исходные вещества, из которых легче выделить необходимое вещество. Например, в лаборатории кислород не получают из воздуха. Это же относится и к получению водорода. Один из лабораторных способов получения водорода, который иногда применяется и в промышленности, — разложение воды электротоком.Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой. Изотопы Н2 - Водород имеет три изотопа с массовыми числами 1, 2 и 3. Водороды ¹Н и ²Н стабильны. Водород ³Н нестабилен, период полураспада 12,4 лет. Некоторые изотопы водорода имеют индивидуальный названия: ²Н — дейтерий (D), ³Н — тритий (T).Из всех изотопов физические и химические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наибольшим образом. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов. 3. Элементы 1В подгруппы. В элементарном состоянии Cu, Ag и Au представляют собой металлы соответственно красного, белого и желтого цвета. Все три металла характеризуются значительными удельными весами, довольно высокими температурами плавления и кипения и сравнительно малой твердостью. Тягучесть и ковкость меди и ее аналогов (особенно Au) исключительно велики. По своей электро– и теплопроводности элементы подгруппы меди также превосходят все остальные металлы. Нахождение в природе.Медь встречается в природе в свободном состоянии в виде самородков, которые иногда достигают значительных размеров И ТАКЖЕ В ВИДЕ РУД. Золото - один из семи металлов древности. Обычно считают, что золото было первым металлом, с которым познакомился человек еще в эпоху каменного века благодаря его распространению в самородном состоянии.

Серебро также распространено в виде руд и в самородном состоянии. И ТАКЖЕ В ВИДЕ РУД. Получение.Медь получают из сульфида железа. 2 Сu2S + 3O2 = 2CuO + 2 SO4; 2 Cu2O + Сu2S = 6Cu + SO2. Cеребро извлекается в прцессе электрохимического рафинирования меди, оно переходит в анодный шлам. Золото извлекают из измельченных золотоносных пород промывкой.

Свойства элементов подгруппы меди и их соединений.

Медь Отношение к кислороду .

Взаимодействие с водой. Взаимодействие с кислотами Медь растворяется в кислотах – окислителях:3Cu + 8HNO3(разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O Cu + 4HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2OCu + 2H2SO4(конц.) CuSO4 + SO2+2H2O

Отношение к галогенам и некоторым другим неметалламОдновалентные галогениды меди получают при взаимодействии металлической меди с раствором галогенида двухвалентной меди, например: Монохлорид выпадает из раствора в виде белого осадка на поверхности меди.Соединения одновалентной меди встречаются либо в нерастворимых соединениях (Cu2O, Cu2S, CuCl), либо в виде растворимых комплексов (координационное число меди – 2):CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]ClОксид меди (I) - красного цвета, получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:2CuSO4 + C6H12O6 + 5NaOH=Cu2O + 2Na2SO4 + C6H11O7Na + 3H2O

Оксид меди (II) - чёрного цвета. Восстанавливается под действием сильных восстановителей (например, CO) до меди. Обладает основным характером, при нагревании растворяется в кислотах: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 - нерастворимое в воде вещество светло-голубого цвета. Образуется при действии щелочей на соли меди (II):CuSO4 + = Cu(OH)2 + Na2SO4 При нагревании чернеет, разлагаясь до оксида: Cu(OH)2 = CuO + H2O Типичное основание. Растворяется в кислотах.Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O Малахит Cu2(OH)2CO3. Искусственно можно получить по реакции: 2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O =Cu2(OH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2 Разложение малахита: Cu2(OH)2CO3 =2CuO + CO2 + H2O

Серебро .Некоторые газы, например водород, кислород, окись и двуокись углерода, растворяются в серебре. С химической точки зрения серебро достаточно инертно, оно не проявляет способности к ионизации и легко вытесняется из соединения более активными металлами или водородом.

Под действием влаги и света галогены легко взаимодействуют с металлическим серебром образуя соответствующие галогениды. 2Ag + I2 = 2AgI однако на свету эта реакция обращается, и галогениды серебра (кроме фторида) постепенно разлагаются. Соляная и бромистоводородная кислоты в концентрированных растворах медленно реагируют с серебром: 2Ag + 4НСl = 2H[AgCl2] + Н2 2Ag + 4НВr = 2H[AgBr2] + Н2 Серебро не окисляется кислородом даже при высоких температурах, однако в виде тонких пленок может быть окислено кислородной плазмой или озоном при облучении ультрафиолетом. Сера, реагируя с нагретым до +179°С с металлическим серебром, образует черный сульфид серебра Ag2S. Во влажном воздухе в присутствии даже малейших следов двухвалентной серы (сероводород, тиосульфаты, резина) образуется налет малорастворимого сульфида серебра, обуславливающего потемнение серебряных изделий:

4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O Озон при +225°С в присутствии влаги (или перекиси водорода) действует на металлическое серебро, образуя высшие окислы серебра. 2Ag+2O3=(AgIAgIII)+2O2 Металлическое серебро растворяется в H2SO4 (60° Be) при нагревании, в разб. HN03 на холоду и в растворах цианидов щелочных металлов в присутствии воздуха (кислорода или другого окислителя): 2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O; 3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

2Ag + 4NaCN + H2O + l/2 O2 = 2Na[Ag(CN)2] + 2NaOH Cелен, теллур, фосфор, мышьяк и углерод реагируют с металлическим серебром при нагревании с образованием Ag2Se, Ag2Te, Ag3P, Ag3As, Ag4C. Азот непосредственно не взаимодействует с серебром. Органические кислоты и расплавленные щелочи пли соли щелочных металлов не реагируют с металлическим серебром. Хлорид натрия в концентрированных растворах и в присутствии кислорода воздуха медленно взаимодействует с серебром с образованием хлорида серебра.

В солянокислом растворе серебро восстанавливает некоторые соли металлов, такие, как CuCl2, HgCL2, FeI2. VOC12. В соединениях серебро обычно проявляет степень окисления +1. Растворимый нитрат серебра AgNO3 используется как реактив для качественного определения Cl-, Br-, I-: Ag+ + Cl- AgClбелый Ag+ + Br- AgBr светло-жёлтый Ag+ + I- AgI тёмно-жёлтый (Способность этих осадков образовывать растворимые комплексные соединения уменьшаются в ряду AgCl – AgBr – AgI). На свету галогениды серебра постепенно разлагаются с выделением серебра.При добавлении растворов щелочей к раствору AgNO3 образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag2O: 2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O Осадки AgCl и Ag2O растворяются в растворах аммиака с образованием комплексных соединений (координационное число серебра – 2):

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH

Золото - не реагирует золото с водородом, азотом, фосфором, углеродом, а галогены с золотом при нагревании образуют соединения:

2Au+3F2=AuF3 2Au+ 3Cl2=AuCl3 2Au+2Br2(ж)=3AuBr3+AuBr 2Au+I2=AuI.

Особенно легко, уже при комнатной температуре, идет реакция с хлорной и бромной водой. В быту опасность для золотых колец представляет иодная настойка – водно-спиртовый раствор иода и иодида калия: 2Au + I2 + 2KI =2K[AuI2]. Золото не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, концентрированными серной и азотной кислотами, гидратом аммиака. Щелочи на золото не действуют. На этом основан один из способов определения подлинности золота. Смесь концентрированных азотной и соляной кислот («царская водка») легко растворяет золото: Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O. После осторожного выпаривания раствора выделяются желтые кристаллы комплексной золотохлористоводородной кислоты HAuCl4 ·3H2O. Царскую водку, способную растворять золото, знал еще арабский алхимик Гебер, живший в 9–10 веке. Менее известно, что золото растворяется в горячей концентрированной селеновой кислоте: 2Au + 6H2SeO4 + Au=(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O. В концентрированной серной кислоте золото растворяется в присутствии окислителей: иодной кислоты, азотной кислоты, диоксида марганца. В водных растворах цианидов при доступе кислорода золото растворяется с образованием очень прочных дицианоауратов: 4Au + 8NaCN + 2H2O + O2 =4Na[Au(CN)2] + 4NaOH; эта реакция лежит в основе важнейшего промышленного способа извлечения золота из руд - цианирования. Действуют на золото и расплавы из смеси щелочей и нитратов щелочных металлов: 2Au + 2NaOH + 3NaNO3 = 2Na[AuO2] + 2Na2O, пероксиды натрия или бария: 2Au + 3BaO2 = Ba[AuO2]2 + 3BaO, водные или эфирные растворы высших хлоридов марганца, кобальта и никеля: 3Au + 3MnCl4 = 2AuCl3 + 3MnCl2, тионилхлорид: 2Au + 4SOCl2 = 2AuCl3 + 2SO2 + S2Cl2, некоторые другие реагенты.Соединения золота термически не очень устойчивы и разлагаются при нагревании с выделением металла. Комплексообразователь (комплексы золота (III) обладают координационными числами 4, 5 и 6).Применение соединений меди и серебра.Сплавы сеpебpа служат для изготовления ювелиpных и бытовых изделий, монет, лабоpатоpной посуды.Малахит применяется для получения хлорида меди(2), для приготовления красок, в пиротехнике.купраты используются как высокотемпертурные сверхпроводники, как катализаторы.

2. Водородные соединения - общее название соединений, образованных из водорода и галогенов:Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода,Соляная кислота — водный раствор хлороводорода,Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода,Йодоводородная кислота — водный раствор йодоводорода. Все галогеноводороды бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят, вследствии выделения галогеноводородов. В ряду HCl — HBr — HI в соответствии с увеличением ковалентности связи уменьшается дипольный момент молекулы: соответственно 0,33 ·10–29, 0,26·10-29 и 0,19·10–29 Кл·м. В жидкой и газовой фазах молекулы HCl, HBr, HI, в отличие от HF, не ассоциированы. Прочность связи в ряду HCl — HBr — HI значительно уменьшается, поскольку уменьшается степень перекрывания взаимодействующих электронных облаков. Также уменьшается и их устойчивость к нагреванию. В ряду HCl — HBr — HI закономерно изменяются температуры плавления и кипения, но при переходе к HF они резко возрастают. Это объясняется ассоциацией молекул фтороводорода в результате образования водородных связей.Химические свойства -Галогеноводороды хлора, брома, иода при обычных условиях — газы. Хорошо растворимы в воде, при растворении протекают следующие процессы: НГ (г) + H2O (ж) → H3O+( р) + Г– (р)Процесс растворения сильно экзотермичен. Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления –1. Могут выступать в качестве восстановителей, причём восстановительная способность в ряду HCl — HBr — HI увеличивается:HF + H2SO4 ≠ реакция не идёт HCl + H2SO4 ≠ реакция не идёт 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O Иодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии, раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения иода, принимает бурую окраску:4HI + O2 → 2H2O + 2I2 Аналогичный процесс протекает и в водном растворе HBr, но намного медленнее. Растворы галогенов — сильные кислоты, в которых ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I- (в меньшей степени Br-) хорошие комплексообразователи, HI может реагировать даже с серебром (+0,8). 2Ag + 4HI = 2H[AgI2] + H2.Фтороводород легко образует полимеры типа (HF)n Методы получения - NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4

Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды: Н2+Г2 → 2HГ Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но реакцию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом. Взаимодействие водорода с бромом и иодом также включает цепные процессы, но реакция с бромом протекает медленно, а с иодом идёт лишь при нагревании и не доходит до конца, поскольку в системе устанавливается равновесие. Молекула фотороводорода сильно полярна, μ = 0,64·10-29 Кл·м. Фтороводород в жидком и газообразном состояниях имеет большую склонность к ассоциации вследствие образования сильных водородных связей. Энергия водородных связей FH•••FН приблизительно составляет 42 кДж/моль, а средняя степень полимеризации в газовой фазе (при температуре кипения) ≈4. Даже в газообразном состоянии, фтороводород состоит из смеси полимеров H2F2, H3F3, H4F4, H5F5, H6F6. Простые молекулы HF существуют лишь при температурах выше 90 °C. Вследствии высокой прочности связи, термический распад фотороводорода становится заметным лишь выше 3500 °. Соляную кислоту применияют в гидрометаллургии и гальванопластике, для очистки поверхности металлов при паянии и лужении для получения хлоридов цинка, марганца, железа. Применяется для изготовления содовой воды. 3. Получение - для выделения цинка концентрат ZnS подвергают обжигу и образовавшийся оксид цинка восстанавливают углем: 2ZnS + 3O2=2ZnO+ 2SO2; ZnO +C=Zn+CO Кадмий высокой чистоты получают вакуумной дистилляцией. Ртуть получают обжигом киновари: HgS + O2 = Hg + SO2

Свойства элементов подгруппы цинка и их соединений. Цинк растворяется в разбавленных кислотах и щелочах: Zn + 2НCl = ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2 Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии. Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей: ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион дегидратируется:[Zn(OH)4]2- = ZnO22- + 2H2O Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах; Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Ион Zn2+ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4. В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака: Zn(OH)2 + 2NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2 Кадмий Оксид кадмия СdО (коричневого цвета) и гидроксид кадмия Сd(ОН)2 (белого цвета) проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах: CdO + 2HCl = CdCl2 + H2O Cd(OH)2 + 2HCl = CdCl2 + 2H2O Кадмий является хорошим комплексообразователем (координационное число 4). Гидроксид кадмия растворяется в водном растворе аммиака:Cd(OH)2 + 4NH3 = [Cd(NH3)4](OH)2

Ртуть На воздухе проявляет устойчивость. Реагирует с серой и галогенами: Hg + S = HgS Hg + Br2 = HgBr2 Со многими металлами дает сплавы (амальгамы) (экзотермическое образование). Пары и соединения чрезвычайно ядовиты (накапливаются в организме). Ртуть не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах (в ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода; нормальный потенциал Hg / Hg 2+ = +0,85 в). Ртуть легко растворяется в концентрированной азотной кислоте – образуется нитрат ртути (II): Hg + 4HNO3 Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O При растворении ртути в разбавленной азотной кислоте образуется нитрат ртути (I): 6Hg + 8HNO3=3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O

При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте в зависимости от избытка ртути или кислоты образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути: Hg + 2H2SO4=HgSO4 + SO2+ 2H2O 2Hg + 2H2SO4 = Hg2SO4 + SO2 + 2H2O Ртуть растворяется в царской водке: 3Hg + 2HNO3 + 6HCl=3HgCl2 + 2NO+ 4H2O Оксид ртути (II) HgO; красный кристаллический или желтый аморфный порошок; плохо растворим в воде; раствор имеет слабо щелочную реакцию.< При 3000 C 2Hg + O2=2HgO При 4000 C: Hg2(NO3)2 = 2HgO + 2NO2 2Hg(NO3)2 = 2HgO + 4NO2 + O2 Сульфид ртути (II) HgS (киноварь) – ярко-красный нерастворимый в воде порошок. Hg + S = HgS

Галогениды Hg + Br2 = HgBr2 HgO + 2HCl(сулема) = HgCl2 + H2O. Сулему также получают растворением ртути в царской водке. HgI2 + 2KI K2[HgI4](реактив Несслера) Реактив Несслера используется в качестве очень чувствительного аналитического реагента для обнаружения иона NH4+: Сульфат ртути (II) и нитрат ртути (II). Получают растворением ртути или оксида ртути (II) в концентрированных серной или азотной кислотах соответственно. Hg + 2H2SO4(горячая,конц.) = HgSO4 + SO2 + 2H2O HgO + H2SO4 = HgSO4 + H2O 3Hg + 8HNO3(конц.) = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O HgO + 2HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O Более активные металлы легко вытесняют ртуть из ее солей:Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg

Билет № 31

1. Общая характеристика металлов. Металлы - это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка - решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами. У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической. Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов: Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов: 2KCl = 2K⁺ + 2Cl^-, катод 2K⁺ + 2e = 2K; анод 2Cl^- -2e = Cl₂. Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов: Me₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄Ї + 2 MeOH, Me₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + 2 MeOH, электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов: 2 МеCl + 2 H₂O = 2 МеOH + H₂­ + Cl₂­, катод: 2H⁺ + 2e = H₂; анод: 2Cl^- - 2e = Cl₂. Be, Mg, Ca и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов:MeCl₂ = Me²⁺ + 2Cl^-, катод: Me²⁺ + 2e = Me; анод: 2Cl^- -2e = Cl₂, а Ва - электролизом его окислов. Оксиды получают при нагревании:2Me + O₂ = 2 MeO, Me(OH)₂ MeO + H₂O (Me = Be, Mg) MeCO₃ MeO + CO₂­ (Me = Be, Mg, Ca, Sr) 2Me(NO₃)₂ 2MeO + 4NO₂­ + O₂­ Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н₂О₂: Me(OH)₂ + H₂O₂ = MeO₂ + 2H₂O (кроме BaO₂), 2BaO + O₂ 2BaO₂. Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой: MeO + H₂O = Me(OH)₂. Be(OH)₂ и Mg(OH)₂ получают с помощью обменных реакций: BeГ₂ + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)₂. Группа бинарных соединений включает в себя очень большое число веществ, и, естественно, все эти вещества различаются по физическим свойствам. Среди бинарных соединений есть представляющие собой при нормальных условиях газы (например, аммиак, фосфин), жидкости (например, тетрахлорид титана TiCl4, дисульфид углерода CS2) и твердые вещества (например, нитрид бора BN, карбид кремния SiC)Химическая связь в бинарных соединениях — ковалентная полярная (в соединениях неметаллов и некоторых амфотерных элементов) или ионная (в солях бескислородных кислот).Многие бинарные соединения гидролизуются водой, например фосфин или хлорид алюминия. 2) Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, серни́стый газ, серни́стый ангидри́д) — SO2. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, серной кислоте. SO2 — один из основных компонентов вулканических газов. Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2↑ + Q.В лабораторных условиях SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3.Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO2 и H2O:Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2↑.Также можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:2H2SO4 (конц.) + Cu → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O. Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):SO2 + H2O ↔ H2SO3.Со щелочами образует сульфиты:SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O.Химическая активность SO2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается:SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr,2SO2 + O2 → 2SO3 (требуется катализатор V2O5 и температура 450°), 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4. Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO32- и на SO2 (обесцвечивание фиолетового раствора).В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO2 оксидом углерода(II):SO2 + 2CO → 2CO2 + S↓. Или для получения фосфорноватистой кислоты:PH3 + SO2 → H(PH2O2) + S↓ Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула .H2SO3.

2) Пероксид (ранее — перекись) — вещество, содержащее пероксогруппу -О-О- (например, пероксид водорода Н2О2, пероксид натрия Na2O2).Пероксид легко выделяет кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись. Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны (перекись ацетона), в частности, они легко образуются фотохимически при длительном освещении эфиров в присутствии кислорода. Поэтому перед перегонкой многие эфиры (диэтиловый эфир, тетрагидрофуран) требуют проверки на отсутствие пероксидов.Пероксиды замедляют синтез белка в клетке.Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой, образуя щёлочь и пероксид водорода.Супероксид (супероксидный радикал, супероксидный анион) — это ион молекулы кислорода с неспаренным электроном. Формула . Относится к свободным радикалам, короткоживущий (от миллисекунд до секунд), способен спонтанно дисмутировать с водой в кислород и перекись водорода. Обладает парамагнитными свойствами.Супероксид образуется, когда молекула кислорода захватывает один дополнительный электрон и при этом частично восстанавливается (полностью восстановленный кислород находится в молекуле воды), а также при действии ионизирующего излучения. Супероксид образуется, например при взаимодействии супероксида калия с водой или при взаимодействии параквата с некоторыми ферментами фотосинтетической системы растений в клетках зеленого листа.

Супероксид относится к реактивным формам кислорода и играет огромную роль в оксидативном стрессе.Также супероксидами называют надпероксиды. Перокси́д водоро́да (перекись водорода), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2•2H2O. Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7·10−29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи. Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например: Н2О2 + 2КI + Н2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2OПри действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород: O22- — 2e- → O2 Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения содержания Н2O2:

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов и тиолов) целесообразно проводить в среде уксусной кислоты.

Билет № 33

1)1.2. Номенклатура комплексных соединений

1.3. Классификация комплексных соединений1. По знаку заряда комплекса.В зависимости от состава внутренней сферы, комплексные соедине­ния бывают катионного типа (комплексный ион является катионом), анион­ного типа (комплексная частица - анион) и неэлектролитного типа (комп­лексная частица не несет заряда).[Zn(NH3)4]Cl2 – катионный комплекс [Zn(NH3)4]2+ K3[Fe(CN)6] – анионный комплекс [Fe(CN)6]3- [Fe(CO)5] – нейтральный комплекс [Fe(CO)5]0

2 По природе лигандов.Если лигандами являются только молекулы аммиака или вода, то комплексы называют соответственно аммиакатами и аквакомплексами (или гидратами). [Cu(NH3)4]SO4, [Ag(NH3)2]Cl, [Zn(NH3)4](OH)2 – аммиакат [Al(H2O)6]Cl3, [Co(H2O)6]SO4 - гидраты Комплексы, содержащие в качестве лигандов анионы различных кис­лот, называют ацидокомплексами. При этом различают галогенидные, циа-нидные, карбонатные и другие. K2[PtCl6], Na3[Co(NO2)6], K4[Fe(CN)6]

Если лиганды -гидроксид-ионы (ОН^-), то образуются гидроксокомп-лексы, проходя через стадию.гидроокисей соответствующих металлов. Например: Al3+ + OH- =Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)6]3-

Комплексы со смешанными лигандами называют неоднородными. Na3[Fe(CN)5SO3], [Cr(H2O)3(NH3)3]Cl3 3. По принадлежности к определенному классу соединений различают:

4. По структуре внутренней сферы комплекса. а)-Комплексные соединения могут быть простыми и циклическими. монодентатные лиганды образуют только простые комплексы, рассмотренные выше. Полидентатные лиганды, содержащие не менее двух донорных атомов, способны к образованию циклических комплексов, которые называют клешневидными или.хелатами (от греч. - клешня). Комп-лексообразователь при этом оказывается как бы втянутым внутрь лиганда, охвачен связями наподобие клешни рака. . 2) гидриды бора, бораны, соединения бора с водородом. Известны Б., содержащие от 2 до 20 атомов бора в молекуле. Простейший Б., BH3, в свободном состоянии не существует, он известен лишь в виде комплексов с аминами, эфирами и т.п. Характер связей в Б. очень своеобразен, они являются электрондефицитными соединениями, т. е. не имеют достаточного числа электронов для связывания всех атомов обычными двухэлектронными валентными связями. В диборане B2H6 (рис.) каждый атом бора связан с двумя атомами водорода обычными связями; между собой атомы бора связаны трёхцентровыми "мостиковыми" связями, возникающими в результате обобществления пары электронов тремя атомами — двумя В и одним H (показаны пунктиром). Структура других Б. ещё сложнее. Б., в отличие от углеводородов, образуют не цепочки атомов, а сложные пространственные структуры. Низшие Б. — газы (B2H6 и B4H10 — тетраборан) и жидкости (B5H9 — пентаборан), высшие (B10H14 — декаборан и др.) — твёрдые вещества. Б. бесцветны, имеют неприятный запах и очень ядовиты. Низшие Б. легко окисляются, самовоспламеняясь на воздухе при невысоких температурах (ниже 100°С), и легко разлагаются водой с выделением водорода и образованием борной кислоты. Высшие Б. более устойчивы и менее реакционноспособны. Все Б. при температуре выше 700 °С разлагаются на бор и водород.Диборан получают взаимодействием хлористого или фтористого бора с гидридами металлов (LiH, NaH, NaBH4, LiAlH4), гидрированием хлористого бора водородом и другими способами. Высшие Б. получают термическим разложением диборана Теплоты сгорания Б. значительно превышают теплоты сгорания других соединений, поэтому Б. представляют большой интерес как перспективное ракетное топливо. B2H6 применяют для получения элементарного бора и для нанесения боридных покрытий на металлы. Некоторые производные Б. могут служить исходными продуктами для получения термостойких полимеров. Металлические производные Б. называются борогидридами (См. Борогидриды). B2F6 и др. Б. и некоторые их производные весьма токсичны. Боразол — B3H6N3 (боразин, триборинтриимид), бесцветная жидкость. HBF4 3) Марганцовая кислота, HMnO4, сильная неорганическая кислота, отвечающая 7-валентному марганцу. Существует только в водных растворах. Анион MnO4- окрашен в малиново-фиолетовый цвет. Марганцовая кислота и её соли (перманганаты) — очень сильные окислители. Перманганаты, манганаты VII - соли нестойкой марганцовой кислоты HMnO4, известны для щелочных и щелочноземельных металлов. Кристаллы фиолетово-черного цвета, с зеленоватым блеском, растворимые в воде, растворы малиново-фиолетовые. Перманганаты лития, натрия и кальция образуют кристаллогидраты. Термически неустойчивы, разлагаются с выделением кислорода, образуя, в зависимости от условий, различные продукты, при умеренном нагревании разлагаются до манганатов VI, например: 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 В присутствии восстановителей могут разлагаться со взрывом.Перманганаты являются сильными окислителями, в щелочной среде восстанавливаются до манганатов MnO42-, в нейтральной - до диоксида марганца MnO2, в кислой - до солей Mn2+. Используются в аналитической химии в качестве окислителей в редокс-титровании (перманганатометрия). Широко используются в качестве окислителей в органическом синтезе - при син-дигидроксилировании окислением алкенов, окисление боковых цепей ароматических соединений до карбоксильных групп и т.д. Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца(II), в нейтральной — до соединений марганца(IV), в сильно щелочной — до соединений марганца(VI). Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия: в кислой среде: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O; в нейтральной среде: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH; в щелочной среде: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O; в щелочной среде на холоде: KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2SO4 + K3MnO4 + H2O.

Билет № 34.

2) УГЛЕРОД

Общая характеристика

Углерод (символ С - от латинского Carboneum) - элемент главной подгруппы 4 группы, порядковый номер 6, электронное строение атома 1s²2s²2p². степени окисления в соединениях -4, +2, +4.

Углерод имеет два стабильных изотопа - ¹²С и ¹³С.В природе встречается как в свободном состоянии - алмаз, графит, так и в виде соединений. Большинство соединений углерода - органические вещества, углерод является основой органической жизни на Земле. Значительные количества углерода входят в состав ископаемых углеводородов - нефти, природного газа, каменного угля. Из неорганических соединений имеют практическое значение следующие минералы, в состав которых входдит углерод: MgCO₃ - магнезит, CaCO₃ - известняк, мел, мрамор, CaMg(CO₃)₂ - доломит, FeCO₃ - сидерит, MnCO₃ - родохрозит. Массовая доля элемента углерода в земной коре составляет 0,001 Углерод имеет три аллотропные модификации - алмаз, графит и карбин. Алмаз - изотропный атомный кристалл, атомы углерода состоянии sp³-гибридизации, связи между атомами углерода ковалентные и одинаковые по длине. Графит - анизитропный атомный кристалл, углерод в графите sp²-гибридизирован. Графит имеет слоистую структуру, причем прочность углерод-углеродных связей в одном слое значительно превышает прочность связей между слоями. Карбин состоит из линейных цепочек атомов углерода, гибридизация углерода в карбине - sp. Аморфный углерод (часто называемый просто уголь) не является самостоятельной аллотропной модификацией, а представляет собой мелкодисперстный графит. Физические свойства. Алмаз - бесцветные или слабоокрашенные кристаллы, плотность 3,5 г/см³, сильно преломляет свет. Алмаз - самое твердое вещество, нерастворим в воде, не проводит электрического тока. Графит - серо-черное мягкое вещество, плотность 2,2 г/см³, в воде нерастворим, хороший проводник. Графит при 3800^oС переходит в пар (сублимирует) минуя жидкое состояние. Карбин - вещество белого цвета, плотность 3,3 г/см³, в воде нерастворим, полупроводник.

АДСОРБЦИЯ (от латинского ad-на, при и sorbeo-поглощаю), изменение (обычно-повышение) концентрации вещества вблизи поверхности раздела фаз ("поглощение на поверхности"). В общем случае причина АДСОРБЦИЯ-нескомпенсированность межмолекулярных сил вблизи этой поверхности, т.е. наличие адсорбционного силового поля. Тело, создающее такое поле, называют адсорбентом, вещество, молекулы которого могут адсорбироваться,-а д с о р б т и в о м, уже адсорбиров. вещество-адсорбатом. Процесс, обратный АДСОРБЦИЯ, называют десорбцией. Химические свойства Аллотропные модификации углерода отличаются по химической активности. Наименьшей активностью обладает алмаз, выше активность у графита, очень высокая у аморфного углерода (сажи). Графит и сажа реагируют с простыми веществами: а) водородом в присутствии никелевого катализатора: C + 2H₂ = CH₄ - при 600-800^оС 2C + H₂ = C₂H₂ - при 1000-1200^оС б) с фтором:

C + 2F₂ = CF₄ - при 900^оС в) кислородом:

C + O₂ = CO₂ С алмазом реакция начинается при 1000^оС, графитом - при 700-800^оС, сажей - при 400-500^оС. При недостатке кислорода или температуре выше 1000^оС образуется СО:

2C + O₂ = 2CO г) серой: C + 2S = CS₂ - при 700-800^оС д) азотом - в пламени электрической дуги (2500-3000^оС): 2C + N₂ = C₂N₂ е) с щелочными, щелочноземельными металлами и алюминием при нагревании, образуя карбиды, например: 2Li + 2C = Li₂C₂ Ca + 2C = CaC₂ 4Al + 3C = Al₄C₃

Все карбиды можно разделить на три группы: 1. Ионные карбиды - карбиды щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия, разлагаются водой, например: CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂

Al₄C₃ + 12H₂O = Al(OH)₃ + 3CH₄ 2. Ковалентные карбиды - карбиды бора и кремния - химически стойкие алмазоподобные вещества. 3. Карбиды переходных металлов - образуются за счет внедрения атомов углерода в кристаллическую решетку металла. Электропроводны, обладают высокой твердостью, химически устойчивы. Углерод реагирует со сложными веществами, проявляя восстановительные свойства:

а) восстанавливает оксиды металлов при нагревании, например: CuO + C = Cu + CO SnO₂ + 2C = Sn + 2CO б) восстанавливает накоторые соли при нагревании: Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + 2P + 5CO

в) окисляется концентрированной серной и азотной кислотой: C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O 3C + 4HNO₃ = 3CO₂ + 4NO + 2H₂O Графит алмаз карбин лонсдейлит фуллерены углеродные нанотрубки графен аморфный углерод уголь техуглерод сажа КАРБИДЫ (от латинского carbo – уголь) – соединения углерода с металлами, а также с бором и кремнием. Эти соединения обладают удивительным разнообразием физических и химических свойств. Так, карбид золота Au2C2 Раньше карбиды классифицировали по их устойчивости к действию воды и кислот, а также по тому, какие газы выделяются при их разложении. Современная классификация учитывает тип химической связи между атомами в карбидах – именно от этого зависят в основном физические и химические свойства. В соответствии с этой классификацией, карбиды можно разделить на три группы, которые довольно сильно отличаются по своим свойствам.

Билет № 35

1) Комплексные соединения (лат. complexus — сочетание, обхват) или координационные соединения (лат. co — «вместе» и ordinatio — «упорядочение») — это частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Комплексообразователь обычно положительно заряжен и в таком случае именуется в современной научной литературе «металлоцентром». Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложенная в 1893 г. А. Вернером.Комплексные соединения мало диссоциируют в растворе (в отличие от двойных солей). Комплексные соединения могут содержать комплексный малодиссоциирующий анион ([Fe(CN)6]3−), комплексный катион ([Ag(NH3)2]+) либо вообще не диссоциировать на ионы (соединения типа неэлектролитов, например карбонилы металлов). Комплексные соединения разнообразны и многочисленны.Применяются в химическом анализе, в технологии при получении ряда металлов (золота, серебра, металлов платиновой группы и др.), для разделения смесей элементов, например, лантаноидов.Огромная область применения комплексов переходных металлов — каталитические процессы.Комплексные соединения играют большую роль в жизнедеятельности организмов; например, гемоглобин, хлорофилл являются комплексными соединениями. ародным союзом чистой и прикладной химии (IUPAC).Согласно номенклатуре комплексных соединений, название комплексного аниона начинают с указания состава внутренней сферы *. Во внутренней сфере прежде всего называют анионы, прибавляя к их названию окончание -о. Например: Cl– (хлоро-), CN– (циано-), OH– (гидроксо-) и т.д. Далее называют нейтральные лиганды *. При этом для аммиака используют название “аммин”, для воды – “аква”. Количество лигандов указывают греческими числительными: 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Затем называют комплексообразователь *, используя для него латинское название и окончание -ат, после чего римскими цифрами в скобках указывают степень окисления * комплексообразователя. После обозначения состава внутренней сферы называют внешнесферные катионы.Если комплексообразователь входит в состав катиона, то название внутренней сферы составляют так же, как в случае комплексного аниона, но используют русское название комплексообразователя и в скобках указывают степень его окисления.2) NH3, простейшее химическое соединение азота с водородом. Один из важнейших продуктов химической промышленности; синтез А. из азота воздуха и водорода — основной метод получения т. н. связанного Азота. В природе А. образуется при разложении азотсодержащих органических веществ. Название "А." — сокращенное от греч. hals ammoniakos или лат. sal ammoniacus; так назывался нашатырь (Аммония хлорид), который получали в оазисе Аммониум (ныне Сива) в Ливийской пустыне.А. — весьма реакционноспособное соединение. За счёт наличия неподелённой электронной пары у атома N особенно характерны и легко осуществимы для А. реакции присоединения. Наиболее важна реакция присоединения протона к молекуле А., ведущая к образованию иона аммония (См. Аммоний) NH+4, который в соединениях с анионами кислот ведёт себя подобно ионам щелочных металлов. Такие реакции происходят при растворении А. в воде с образованием слабого основания — аммония гидроокиси (См. Аммония гидроокись) NH4OH, а также при непосредственном взаимодействии А. с кислотами. Распространённый тип реакций присоединения — образование аммиакатов (См. Аммиакаты) при действии газообразного или жидкого А. на соли. Для А. характерны также реакции замещения. Щелочные и щёлочноземельные металлы реагируют с жидким и газообразным А., образуя в зависимости от условий Нитриды (Na3N) или амиды (NaNH2). А. реагирует также с серой, галогенами, углем, CO2 и др. К окислителям в обычных условиях А. довольно устойчив, однако, будучи подожжён, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и свободный азот. Каталитическим окислением А. получают окись азота, превращаемую затем в азотную кислоту (См. Азотная кислота). А. используется для получения азотной кислоты, азотсодержащих солей, мочевины (См. Мочевина), синильной кислоты (См. Синильная кислота), соды (См. Сода) по аммиачному методу. Так как жидкий А. имеет большую теплоту испарения, то. он служит рабочим веществом холодильных машин. Жидкий А. и его водные растворы применяют как Жидкие удобрения. Большие количества А. идут на аммонизацию Суперфосфата и туковых смесей.3) Соли хрома (II). По своим химическим свойствам соли Cr2+ похожи на соли Fe2+. Обрабатывая их растворы щелочами в отсутствие кислорода, можно получить желтый осадок гидроксида хрома (II): который обладает типичными основными свойствами. Является восстановителем. При прокаливании Cr(OH)2 в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (II) СrО. При прокаливании на воздухе превращается в Сr2О3.Все соединения хрома (II) довольно неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III): Соли хрома (III). Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки и растворимости. В водных растворах катион Сr3+ встречается только в виде гидратированного иона [Сr(H2O)6]3+, который придает раствору фиолетовый цвет (для простоты пишут Сr3+). При действии щелочей на соли хрома (Ш) выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) — Сr(ОН)3 зеленого цвета: Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах с образованием солей хрома (III): так и в щелочах с образованием тетрагидроксихромитов, т. е. солей, в которых Сг3+ входит в состав аниона:В результате прокаливания Сr(ОН)3 можно получить оксид хрома (III) Сr2О3Хроматы и дихроматы (VI). Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления 6+ являются хромат (VI) калия К2СrО4 и дихромат (VI) калия K2Cr2O7.Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы — так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы — так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат-иона СrO42- ), дихроматы — в оранжевый (цвет дихромат-иона Сr2O72-). Дихроматы Na2Cr2O7× 2Н2O и K2Cr2O7 называются хромпиками. Они как окислители применяются в кожевенной (дубление кож), лакокрасочной, спичечной и текстильной промышленности. Хромовая смесь — так называется 3%-ный раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте — применяется в химических лабораториях для мытья стеклянной посуды.Соли хромовых кислот в кислой среде — сильные окислители:Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей — Cl2, Br2, H2O2, КмnO4 и др. — они переходят в соединения хрома (IV) — хроматы: Здесь соединение Cr (III) изображено в форме Na[Cr(OH)4(H2O)2], так как в виде ионов Na+ и [Cr(OH)4(H2O)2]- оно существует в избытке раствора щелочи.Сильные окислители, такие, как KMnO4, (NH4)2S2O8 в кислой среде переводят соединения Cr (III) в дихроматы: Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr2+ ® Cr3+ ® Cr6+ . Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).Соли хрома (III) весьма разнообразны по окраске: фиолетовые, синие, зеленые, коричневые, оранжевые, красные и черные. Все хромовые кислоты и их соли, а также оксид хрома (VI) ядовиты: поражают кожу, дыхательные пути, вызывают воспаление глаз, поэтому, работая с ними, необходимо соблюдать все меры предосторожности.

Билет № 36

1) Для металлов наиболее характерны следующие свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Для всех металлов характерна металлическая кристаллическая решетка: в ее узлах находятся положительно заряженные ионы, а между ними свободно перемещаются электроны. Наличие последних объясняет высокую электропроводность и теплопроводность, а также способность поддаваться механической обработке.Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов: Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg Все металлы делятся на две большие группы: Черные металлы Имеют темно-серый цвет, большую плотность, высокую температуру плавления и относительно высокую твердость. Типичным представителем черных металлов является железо. Цветные металлы Имеют характерную окраску: красную, желтую, белую; обладают большой пластичностью, малой твердостью, относительно низкой температурой плавления. Типичным представителем цветных металлов является медь. В зависимости от своей плотности металлы делятся на: Легкие (плотность не более 5 г/см ) К легким металлам относятся: литий , натрий , калий , магний , кальций , цезий , алюминий , барий. Самый легкий металл — литий 1л, плотность 0.534 г/см3. Тяжелые (плотность больше 5 г/см3). К тяжелым металлам относятся: цинк , медь , железо , олово , свинец , серебро , золото , ртуть и др. Самый тяжелый металл — осмий , плотность 22,5 г/см3. Металлы различаются по своей твердости: — мягкие: режутся даже ножом (натрий , калий , индий ); — твердые: металлы сравниваются по твердости с алмазом, твердость которого равна 10. Хром — самый твердый металл, режет стекло. В зависимости от температуры плавления металлы условно делятся на: 1. Легкоплавкие (температура плавления до 1539°С). К легкоплавким металлам относятся: ртуть — температура плавления —38,9°С; галлий — температура плавления 29,78°С; цезий — температура плавления 28,5°С; и другие металлы. 2. Тугоплавкие (температура плавления выше 1539 С). К тугоплавким металлам относятся: хром — температура плавления 1890°С; молибден — температура плавления 2620°С; ванадий — температура плавления 1900°С; тантал — температура плавления 3015°С; и многие другие металлы. Самый тугоплавкий металл вольфрам — температура плавления 3420°С.Металлоиды (от металлы и греч. éidos - вид, облик, образ),устаревшее название неметаллических элементов

2) Общая характеристикаКремний - символ Si (от латинского Silicium) - элемент 4 группы периодической системы. Строение внешнего электронного уровня атома 3s²3p². Для кремния в соединениях характерны степени окисления +2 и +4, очень редко встречается +3. В природе три стабильных изотопа кремния: ²⁸Si, ²⁹Si, ³⁰Si.Химические свойства.Кремний в химическом отношении при комнатной температуре инертен, взаимодействует при этой температуре только с фтором:Si + 2F₂ = SiF₄ При повышенных температурах взаимодействует со многими неметаллами: а) хлором - при 400^oС: Si + 2Cl₂ = SiCl₄

б) кислородом - при 600^oС: Si + O₂ = SiO₂ в) азотом - при 1000^oС: 3Si + 2N₂ = Si₃N₂ г) углеродом - при 2000^oС: Si + C = SiC Образующийся при этом карбид кремния SiC - карборунд - имеет кристаллическую решетку алмаза и близок к нему по твердости. По отношению к металлам кремний ведет себя по-разному:

а) с расплавленными магнием, медью, железом, щелочными и щелочноземельными металлами взаимодействует, образуя силициды, например: 2Mg + Si = Mg₂Si Силициды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой. б) в других расплавленных металлах, например цинке, свинце, олове, алюминие, кремний хорошо растворяется, но соединений не образует.

Кремний устойчив к действию кислот, при обычных условиях аморфный (но не кристаллический) кремний взаимодействует только с плавиковой кислотой: Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂ И кристаллический, и аморфный кремний растворяются в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂SiF₆ + 4NO + 8H₂O

Кремний реагирует с водными растворами щелочей, например: Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

Получение кремния. В промышленности кремний получают восстановлением SiO₂ коксом:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO Особо чистый кремний - восстановлением SiCl₄ водородом:

SiCl₄ + 2H₂ = Si + 4HCl или разложением SiH₄ при 400-600^oС:

SiH4 = Si + 2H2 В лаборатории кремний можно получить, прокаливая смесь SiO₂ и магния (или алюминия): SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO Алюмосиликаты — группа природных и синтетических силикатов, комплексные анионы которых содержат кремний и алюминий. Примеры комплексных анионов: [AlSiO4]-, [AlSi4O10]-, [Al2Si3O10]2-. В качестве катионов выступают Na+, K+, Mg2+, Ca2+, а иногда Ba2+ и Li+.Природные алюмосиликаты являются наиболее распространенными минералами, на их долю приходится до 50 % массы земной коры. К ним относятся полевые шпаты (альбит, ортоклаз анортит), глинистые минералы и слюды. Алюмосиликаты не растворимы в воде. Природные алюмосиликаты, не содержащие группы (OH) и кристаллической воды, являются тугоплавкими, термическими стойкими соединениями.Синтетические алюмосиликаты получают при нагреве оксидов кремния SiO2 и алюминия Al2O3 с оксидами металлов.

3) Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:

ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O ZnO + 2NaOH + H2O Na2[Zn(OH)4] При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион дегидратируется: [Zn(OH)4]2- ZnO22- + 2H2O

Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах; Zn(OH)2 + 2HCl ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH Na2[Zn(OH)4] Ион Zn2+ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4. В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака: Zn(OH)2 + 2NH3 [Zn(NH3)4](OH)2

Оксид кадмия СdО (коричневого цвета) и гидроксид кадмия Сd(ОН)2 (белого цвета) проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах: CdO + 2HCl CdCl2 + H2O Cd(OH)2 + 2HCl CdCl2 + 2H2O

Оксид ртути (II) HgO; красный кристаллический или желтый аморфный порошок; плохо растворим в воде; раствор имеет слабо щелочную реакцию.< При 3000 C 2Hg + O2=2HgO При 4000 C Hg2(NO3)2 = 2HgO + 2NO2 2Hg(NO3)2 2HgO + 4NO2 + O2 Сульфид ртути (II) HgS (киноварь) – ярко-красный нерастворимый в воде порошок. Hg + S HgS Hg2+ + S2- HgS Галогениды Hg + Br2 HgBr2 HgO + 2HCl(сулема) HgCl2 + H2O Сулему также получают растворением ртути в царской водке.

HgI2 + 2KI K2[HgI4](реактив Несслера) Реактив Несслера используется в качестве очень чувствительного аналитического реагента для обнаружения иона NH4+: Сульфат ртути (II) и нитрат ртути (II). Получают растворением ртути или оксида ртути (II) в концентрированных серной или азотной кислотах соответственно. Hg + 2H2SO4(горячая,конц.) HgSO4 + SO2 + 2H2O HgO + H2SO4 HgSO4 + H2O 3Hg + 8HNO3(конц.) 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O HgO + 2HNO3 Hg(NO3)2 + H2O Более активные металлы легко вытесняют ртуть из ее солей:Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg

2) Строго говоря, эта подгруппа состоит из двух типов элементов. Бериллий и магний элементы коротких периодов более сходны между собой, чем с другими четырьмя элементами, которые собственно и образуют семейство щелочноземельных металлов. Фактически, бериллий и в меньшей степени магний более сходны с первыми элементами подгруппы IIIA. Особенностью электронного строения любого элемента подгруппы IIA является наличие двух электронов на внешнем слое и внутренняя электронная структура по типу предыдущего благородного газа. Способность отдавать два внешних валентных электрона возрастает в подгруппе с увеличением атомного радиуса и атомного номера элемента. Максимальная степень окисления составляет II, но имеются сведения о существовании соединений со степенью окисления I. Такие соединения неустойчивы и диспропорционируют с образованием свободного металла и иона М(II).Физические и химические свойства. Все элементы подгруппы IIA химически активны и поэтому в свободном состоянии в природе не существуют. Щелочноземельные металлы энергично реагируют с водой, вытесняя водород и образуя гидроксиды, как и щелочные металлы. Магний взаимодействует только с кипящей водой, а бериллий не реагирует даже с парами при высокой температуре. Бериллий отличается от остальных элементов подгруппы и даже от магния по химическим и многим физическим свойствам. Такое отличие характерно для всех элементов, начинающих подгруппы А, что объясняется малым радиусом иона и соответственно высокой зарядовой плотностью. Особенности и отличия свойств бериллия приведены ниже.Физические свойства. Бериллий очень твердый материал и способен оставлять царапины на стекле; твердость других элементов подгруппы уменьшается, и барий по твердости близок к свинцу (табл. 3).Кристаллическая структура. Различие в физических свойствах всех металлов этой подгруппы объясняется различием их кристаллической структуры, а кальций имеет две модификации.Взаимодействие с кислотами. Все эти элементы реагируют с разбавленными растворами минеральных кислот (типа HCl), а бериллий растворяется менее энергично. Соли бериллия (продукты реакций бериллия с кислотами, например, BeCl2) имеют более ковалентную связь, чем соли других металлов этой подгруппы, и поэтому обладают в растворе меньшей электропроводностью. В водных растворах соли бериллия гидратированы благодаря малому радиусу иона Be2+ и сильному взаимодействию с дипольными молекулами воды. Бериллий в отличие от других металлов плохо реагирует с азотной кислотой, так как на поверхности образуется защитная пассивирующая пленка BeO.Карбонаты. Невозможно образование BeCO3 в растворе из-за сильного взаимодействия иона Be2+ c кислородом воды или OH. По той же причине и карбонат магния MgCO3, образующийся в растворе, содержит некоторую долю ассоциированного с ним основания Mg(OH)2. Другие металлы образуют в этих условиях средние карбонаты. Связь BeO в карбонате бериллия BeОCO2 настолько прочна, что эта соль способна разлагаться на BeO и CO2.Оксиды и гидроксиды. При взаимодействии с кислородом Be и Mg образуют оксиды МО, а другие, более активные металлы, могут образовывать и пероксиды, например BaO2. Пероксиды могут образовываться и по реакции гидроксидов Ca, Sr и Ba с H2O2. Растворимость гидроксидов возрастает по мере увеличения радиуса иона и ослабления притяжения между ионом металла и гидроксид-ионом.Комплексообразование. Ион Be2+ обладает высоким химическим сродством к ионам или молекулам, имеющим электронную пару. Например, 2 иона :Cl:предоставляют две электронные пары для образования химической связи в :Cl:Be:Cl:, 4 электрона распределяются на 2s- и 2p-гибридизованных орбиталях, формируя линейное строение молекулы BeCl2 с ковалентными свойствами. Be2+ способен удерживать большее число электронных пар, образуя различные комплексные ионы с координационным числом 4 (наиболее стабильные лиганды гидроксид-ион, альдегид, эфир, дикарбоновые кислоты, дикетоны). Be2+, как и другие члены подгруппы IIA, образует устойчивые комплексы с этилендиаминтетрауксусной кислотой (ЭДТА). Благодаря прочности комплексов с ЭДТА эта кислота часто используется для анализа содержания кальция и магния3) Аммиакаты — комплексы, содержащие во внутренней сфере в качестве лигандов молекулы аммиака. В водных растворах аммиака оксиды и гидроксиды меди и серебра растворяются с образованием аммиакатов, а в растворах галогеноводородных кислот — с образованием солей типа МГ или МГ2 и ацидокомплексов

Билет №38

1) Кристаллические решетки металлов часто имеют форму шестигранной призмы (цинк, магний), гранецентрированного куба (медь, золото) или объемно центрированного куба (железо). МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, хим. связь, обусловленная взаимод. электронного газа (валентные электроны) в металлах с остовом положительно заряженных ионов кристаллич. решетки Во мн. металлах металлическая связь между атомами включает вклады ионной или ковалентной составляющей. Особенности металлической связи у каждого металла м. б. связаны, напр., с электростатич. отталкиванием ионов друг от друга с учетом распределения электрич. зарядовое них, с вкладом в образование связи электронов внутр. незаполненных оболочек переходных металлов, с корреляцией движения электронов в электронном газе и нек-рыми др. причинами. Наличие в кластерах химической связи металл-металл роднит их с металлическими катализаторами 2) АЗОТ

Общая характеристикаВ соединениях проявляет степени окисления от -3 до +5. встречаются в виде чилийской селитры NaNO₃ и индийской селитры KNO₃. Азот входит в состав многих органических соединений, в частности в состав аминокислот. Физические свойства. Азот - бесцветный газ, без вкуса и запаха, температура кипения -196^oС, плавления -210^oС. Растворимость азота при 0^oС составляет 2 объема в 100 объемах воды. Азот не ядовит, но дыхания не поддерживает. Оксид азота (1) - N₂O - “веселящий газ” имеет строение N=N=O, центральный атом азота находится в состоянии sp-гибридизации. N₂O - бесцветный газ, обладабщий наркотическим действием. Несолеобразующий оксид. При нагревании N₂O разлагается:

2N₂O = 2N₂ + O₂ Оксид азота (2) - NO - бесцветный газ. Несолеобразующий оксид. Легко окисляется кислородом: 2NO + O₂ = 2NO₂ NO - единственный оксид азота, который может быть получен из простых веществ: N₂ + O₂ = 2NO - при 3000^oС. В лаборатории NO получают при Оксид азота (3) - N₂O₃ - азотистый ангидрид - синяя жидкость, при взаимодействии с водой образует азотистую кислоту HNO₂: N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂ Азотистая кислота - слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, легко разлагается: HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O HNO₂ легко вытесняется из своих солей - нитратов серной кислотой, поэтому вместо самой азотистой кислоты используют подкисленные растворы нитритов. Из-за промежуточной степени окисления азота (+3) азотистая кислота (и ее соли в кислой среде) могут проявлять восстановительные свойства (при взаимодействии с окислителями), например:

HNO₂ + H₂O₂ = HNO₃ + H₂O 5NaNO₂ + 3H₂SO₄+ 2KMnO₂ = 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

или окислителя (при взаимодействии с восстановителями): 2HNO₂ + 2HI = I₂ + 2NO + 2H₂O

2HNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄= 2K₂SO₄+ 2NO + I₂ + 2H₂O Оксид азота (4) - NO₂ - бурый газ, ядовит, обратимо димеризуется: 2NO₂ бурый = N₂O₄бесцветный При температуре ниже -11^oС существует димер, выше 140^oС - мономер, при промежуточных температурах - смесь мономера и димера. NO₂ - кислотный оксид, взаимодействие его с водой протекает по-разному, в зависимости от условий: H₂O + 2NO₂ = HNO₃ + HNO₂ - с холодной водой H₂O + 3NO₂ = 2HNO₃ + NO - с горячей водой

2H₂O + 4NO₂ + O₂ = 4HNO₃ - в присутствии кислорода.

Аналогично протекает взаимодействие NO₂ с растворами щелочей.

NO₂ - сильный окислитель, например при комнатной температуре он окисляет SO₂: SO₂ + NO₂ = SO₃ + NO

В промышленности NO2 получают окислением NO кислородом воздуха: 2NO + O₂ = 2NO₂

в лаборатории - действием концентрированной азотной кислоты (массовая доля 0,6-0,7) на медь: Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO + 2H₂O

или термическим разложением нитрата свинца:

2Pb(NO₃)₂ = 2PbO + 4NO₂ + O₂ Оксид азота (5) - N₂O₅ - азотный ангидрид - нестойкое белое кристаллическое вещество, медленно разлагается: 2N₂O₅ = 2N₂O₄ + O₂

при растворении в воде образует азотную кислоту:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃ N₂O₅ - сильный окислитель, например при соприкосновении с ним воспламеняется фосфор: 5N₂O₅ + 6P = 3P₂O₅ + 10NO

Получают N₂O₅ обезвоживанием азотной кислоты фосфорным ангидридом: 2HNO₃ + P₂O₅ = N₂O₅ + 2HPO₃

Все оксиды азота восстанавливаются молекулярным водородом до свободного азота по общей реакции:

N_xO_y + yH₂ = x/2N₂ + yH₂O

Билет №39

2) Азот в азотной кислоте четырехвалентен, степень окисления +5:

Физические свойства.

Азотная кислота - бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, плотность 1,5 г/см³, температура плавления -41^oС, кипения +80^oС с частичным разложением. Растворимость азотной кислоты в воде неограничена. Водные растворы HNO₃ с массовой долей 0,95-0,98 называют “дымящей азотной кислотой”, с массовой долей 0,6-0,7 - концентрированной азотной кислотой Получение азотной кислоты.Промышленный способ получения HNO₃ состоит из следующих основных стадий: 1. окисления аммиaка в NO в присутствии платино-родиевого катализатора: 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O 2. окисления NO в NO₂ на холоду под давлением (10 ат, 1 МПа): 2NO + O₂ = 2NO₂ 3. поглощения NO2 водой в присутствии кислорода: 4NO₂ + 2H₂O + O₂= 4HNO₃ Массовая доля HNO₃ в получаемом растворе составляет около 0,6.

Изредка применяемый дуговой способ получения азотной кислоты отличается только первой стадией, которая состоит в пропускании воздуха через пламя электрической дуги: N₂ + O₂ = 2NO

Лабораторный способ получения HNO₃ -действие концентрированной серной кислоты на твердые нитраты при нагревании: NaNO₃ + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HNO₃ при этом получается дымящая азотная кислота.Нитраты получают действием азотной кислоты на гидроксиды, оксиды или карбонаты металлов:

K₂CO₃ + 2HNO₃ = 2KNO₃ + CO₂ + H₂OЦарская водка — смесь концентрированных кислот — соляной HCl и азотной HNO3 (2:1 — 4:1 по объёму, стандартно 3:1), иногда и серной (H2SO4). Жидкость жёлтого цвета, пахнущая хлором и окислами азота. Обладает сильной окислительной способностью, в частности, растворяет все металлы, в том числе Au (отсюда название «Царская водка», данное алхимиками, которые считали золото «царём металлов»), за исключением Ag, Rh и Ir. Это обусловлено выделением хлора в результате реакций: 3HCl + HNO3 = Cl2 + NOCl + 2H2O 2NOCl = 2NO + Cl2. Азотная кислота окисляет соляную, освобождая хлор, реакция ускоряется при нагревании. Выделяющийся хлор частью соединяется с образующимися при этом продуктами раскисления азотной кислоты и даёт с ними хлористый нитрозил NOCl и др. соединения. Применяется как реактив в химических лабораториях, при аффинаже золота (Au) и платины (Pt), для получении хлоридов металлов и др. "Царская водка" стала известна алхимикам задолго до открытия соляной кислоты в отдельности, готовилась ими, по Геберу (VIII столетие), перегонкой смеси селитры, медного купороса и квасцов с прибавкой нашатыря и употреблялась для растворения золота. Теперь её приготовляют смешиванием азотной и соляной кислоты.3) Оксид хрома(III) Cr2O3, представляет собой зеленые микрокристаллы с высокой температурой плавления (2437° С). Его можно получить при непосредственном взаимодействии элементов, прокаливанием нитрата хрома(III) или хромового ангидрида, разложением хромата или дихромата аммония, нагреванием хроматов металлов с углем или серой: 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3, 4Cr(NO3)3 = 2Cr2O3 + 12NO2 + 3O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O, 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2 K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4 Оксид хрома(III) проявляет амфотерные свойства, но весьма инертен и его трудно растворить в водных кислотах и щелочах. При сплавлении с гидроксидами или карбонатами щелочных металлов переходит в соответствующие хроматы: Cr2O3 + 4KOH + KClO3 = 2K2CrO4 + KCl + 2H2OОксид хрома(III) Cr2O3, представляет собой зеленые микрокристаллы с высокой температурой плавления (2437° С). Его можно получить при непосредственном взаимодействии элементов, прокаливанием нитрата хрома(III) или хромового ангидрида, разложением хромата или дихромата аммония, нагреванием хроматов металлов с углем или серой: 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3, 4Cr(NO3)3 = 2Cr2O3 + 12NO2 + 3O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O, 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2 K2Cr2O7 + S = Cr2O3 + K2SO4 Оксид хрома(III) проявляет амфотерные свойства, но весьма инертен и его трудно растворить в водных кислотах и щелочах. При сплавлении с гидроксидами или карбонатами щелочных металлов переходит в соответствующие хроматы: Cr2O3 + 4KOH + KClO3 = 2K2CrO4 + KCl + 2H2OГидроксид хрома (II) Cr(OH)2. Получают в виде желтого осадка, обрабатывая растворы солей хрома (II) щелочами в отсутствие кислорода. При высушивании этого осадка получают коричневый порошок, который обладает основными свойствами, мало растворим в воде и в разбавленных кислотах. Растворяется в концентрированных кислотах. Является восстановителем. При прокаливании превращается в Cr2O3.