1)Характерные свойства металлов:

* Металлический блеск (характерен не только для металлов: его имеют и неметаллы йод и углерод в виде графита) * Хорошая электропроводность * Возможность лёгкой механической обработки (см.: пластичность; однако, некоторые металлы, например германий и висмут, непластичны) * Высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов) * Высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы) * Большая теплопроводность

В реакциях чаще всего являются восстановителями

Физические свойства металлов: Все металлы (кроме ртути и, условно, франция) при нормальных условиях находятся в твёрдом состоянии, однако они обладают различной твёрдостью.Высокая теплопроводность, хорошая электропроводностьМеталлоиды: химические элементы, расположенные в периодической системе на границе между металлами и неметаллами. Для них характерно образование ковалентной кристаллической решётки и наличие металлической проводимости. К ним относят:Bi, Sb, Po(полоний), иногда — As, Te, Ge, которые по своим химическим свойствам являются неметаллами, но по типу проводимости относятся к проводникам 2) S,Se,Te имеют на внешнем электронном уровне по шесть электронов (s2р4)..у них есть незаполненный d-уровень, поэтому они могут иметь до шести неспаренных электронов и в соединениях проявлять степень окисления — 2, +4 и +6.

Закономерность изменения активности этих элементов такая же, как и в подгруппе галогенов: легче всего окисляются теллуриды, затем селениды и сульфиды. Из кислородных соединений серы наиболее устойчивы соединения серы (VI), а для теллура — соединения теллура (IV). Соединения селена занимают промежуточное положение.

Селен и теллур, а также их соединения с некоторыми металлами (индием, таллием и др.) обладают полупроводниковыми свойствами и широко используются в радиоэлектронике. Соединения селена и теллура очень токсичны. Они применяются в стекольной промышленности для получения цветных (красных и коричневых) стекол.

Сера и ее соединения: Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания: 2Na + S = Na2S

С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения: H2 + S = H2S Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:

c кислородом:S + O2 = SO2 c галогенами (кроме йода): S + Cl2 = Scl2 c кислотами – окислителями: S + 2H2SO4(конц) = 3S+4O2 + 2H2O Сероводород:

Получение 1) H2 + S = H2S 2) FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S Cв-ва: 1)Взаимодействует с основаниями: H2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O 2)H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

H2S + Br2 = S + 2HBr 3)Сероводород окисляется: при недостатке O2 2H2S + O2 = 2S0 + 2H2O

3) Соединения Mn(II)

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO2 водородом: MnO2 + H2 = MnO + H2O Гидроксид марганца (II) Mn(OH)2 - светло-розовое нерастворимое в воде основание:

MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2¯ + Na2SO4 1)Легко растворимо в кислотах: Mn(OH)2 + 2HCl ® MnCl2 + 2H2O 2)При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn2+ в MnO4-: 2Mn(OH)2 + 5Br2 + 12NaOH –кат.CuSO4® 2NaMnO4 + 10NaBr + 8H2O Соединения Mn(IV) Оксид марганца (IV) MnO2 - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II): Mn(NO3)2 –t°® MnO2 + 2NO2

Сильный окислитель: MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2­ + 2H2O Манганаты могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:

Na2SO3 + 2KMn+7O4 + 2KOH = Na2SO4 + 2K2Mn+6O4 + H2O Гидролиз манганатов протекает по схеме: 3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

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 окислителейвредокс-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 №6

1)Сплав — макроскопически однородная смесь двух или большего числа химических элементов с преобладанием металлических компонентов. Основной или единственной фазой сплава, как правило, является твёрдый раствор легирующих элементов в металле, являющемся основой сплава.Сплавы имеют металлические свойства, например: металлический блеск, высокие электропроводность и теплопроводность. Иногда компонентами сплава могут быть не только химические элементы, но и химические соединения, обладающие металлическими свойствами. Например, основными компонентами твёрдых сплавов являются карбиды вольфрама или титана. Макроскопические свойства сплавов всегда отличаются от свойств их компонентов, а макроскопическая однородность многофазных (гетерогенных) сплавов достигается за счёт равномерного распределения примесных фаз в металлической матрице.

интерметаллическое соединение — химическое соединение из двух или более металлов. Интерметаллиды, как и другие химические соединения, имеют фиксированное соотношение между компонентами. Интерметаллиды обладают, как правило, высокой твёрдостью и высокой химической стойкостью. Некоторые из них имеют полупроводниковые свойства.Некоторые из металлов могут реагировать друг с другом очень активно. Например, реакция цинка и никеля при температурах выше 1000 °C носит взрывной характер.Примеры интерметаллидов Магниевые интерметаллиды: MgZn; MgY; MgTl; AgMg; Mg2Ge; Mg2Sn; Mg3Sb2;

Натрий-оловянные интерметаллиды: NaSn3; NaSn2; NaSn; Na4Sn3; Na2Sn; Na4Sn; Другие: GaAs (арсенид галлия); Au4Al; Cu2MnAl; Cu9Al4; NiTe2SmCo5; Fe3Ni; Ni2In; LaNi5; CeMg12; Nb3Sn; Ni3Al; Ni3Nb; Ti3Al; Al2Cu; K4Pb; и многие другие. 2) H2SO4 Производство:

1-я стадия. Печь для обжига колчедана: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 + Q 2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид: 2SO2 + O2 = 2SO3

3-я стадия. Поглотительная башня: nSO3 + H2SO4(конц) = (H2SO4 • nSO3)(олеум-раствор серного ангидрида SO3 в 100%-й серной кислоте H2SO4.)

Химические свойства

H2SO4 - сильная двухосновная кислота, 1я ступень диссоц. приводит к 100%ой диссоциации Взаимодействие с металлами: a)разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода: Zn + H2+1SO4(разб) = Zn+2SO4 + H2O б)концентрированная H2SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S(+4), O2, S или H2S (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr – пассивируются): 2Ag + 2H2+6SO4 = Ag2+1SO4 + S+4O2­ + 2H2O 2)концентрированная H2SO4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, SO2): С + 2H2S+6O4(конц) = C+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O 3) с основными оксидами: CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O 4) с гидроксидами: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O 3) железо, кобальт, никель Нахождение в природе.

Железо встречается в природе в свободном состоянии. Главным образом это железо метеоритного происхождения. Большая часть железа содержится в алюмосиликатах. Кобальт и никель – мало распространенные элементы. Они встречаются совместно с железом в метеоритах. Важнейшие минералы:кобальтин СоАsS, железоникелевый колчедан, никелин. Свойства железа и его соединений Металл средней активности, восстановитель. Химические свойства На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2 O 4Fe(OH)3 Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III): 3Fe + 2O2 Fe3O4 При высокой температуре (700–9000C) железо реагирует с парами воды: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 Железо реагирует с неметаллами при нагревании: 2Fe + 3Br2 2FeBr3 Fe + S FeS

Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах: Fe + 2HCl FeCl2 + H2 Fe + H2SO4(разб.) FeSO4 + H2 В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H2SO4(конц.) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.) Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu Соединения двухвалентного железа Гидроксид железа (II) .Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH 2KCl + Fе(OH)2 Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)2 FeO + H2O В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 + 6NH3[Fe(NH3)6]Cl2 Fe(CN)2 + 4KCN K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль) Соединения трёхвалентного железа Оксид железа (III) .Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита: 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2или при прокаливании солей железа:2FeSO4Fe2O3 + SO2 + SO3

Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Fe(OH)4]

Гидроксид железа (III).Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка Fe(NO3)3 + 3KOH= Fe(OH)3+ 3KNO3 Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II). Молекулы Fe(OH)3 образуются благодаря гидролизу: Он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + NaOH Na[Fe(OH)3] Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2FeCl3 + H2S S + 2FeCl2 + 2HCl Кобальт

По химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах: Co + 2HCl CoCl2 + H2

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных – +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.Гидроксид кобальта (II) Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II): CoSO4 + 2KOH K2SO4 + Co(OH)2 На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O 4Co(OH)3 Сo(OH)2 - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

Co(OH)2 + 2HCl CoCl2 + 2H2O

При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO: Co(OH)2 CoO + H2O Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6): Co(OH)2 + 6NH3 [Co(NH3)](OH)2

Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах

Ni + 2HCl NiCl2 + H2 Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер. NiO + H2SO4 NiSO4 + H2O

NiCl2 + 2NaOH Ni(OH)2(зелёный) + 2NaCl Ni(OH)2 + H2SO4 NiSO4 + 2H2O Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком:

Ni(OH)2 + 6NH3 [Ni(NH3)6](OH) Железо Fe +2,+3 3d64s2 Кобальт Co +2,+3 3d74s2 Никель Ni +1,+2,+3,+4 3d8 4s2 Получение/Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C Fe + CO Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 NiO + C Ni + CO Co2O3 + 3C 2Co + 3CO

Билет №7

1. Металлу́ргия — область материаловедения, изучающая физическое и химическое поведение металлов, интерметаллидов и сплавов. К металлургии относится и практическое применение имеющихся знаний о металлах — от добычи сырья до выпуска готовой продукции.

Основные задачи (стадии):- изучение строения и физико-химических свойств металлических и оксидных расплавов и твердых растворов, разработка теории конденсированного состояния вещества; изучение термодинамики, кинетики и механизма металлургических реакций;- разработка научных и технико-экономических основ комплексного использования полиметаллического минерального сырья и техногенных отходов с решением экологических проблем; разработка теории основ пирометаллургических, электротермических, гидрометаллургических и газофазных процессов производства металлов, сплавов, металлических порошков и композиционных материалов и покрытий.

Получение чугуна:

Получение железа из железной руды производится в две стадии. Руду измельчают, затем измельченную руду прокаливают для удаления воды и летучих примесей.

На второй стадии железную руду восстанавливают до железа с помощью оксида углерода в доменной печи. Восстановление проводится при температурах порядка 700°С: Fe2O3 (тв.) + 3CO = 2Fe (ж) + 3CO2 (г)

Моноксид углерода СО образуется в доменной печи из кокса и воздуха. Воздух сначала нагревают приблизительно до 600 °С и нагнетают в печь через особую трубу- фурму. Кокс сгорает в горячем сжатом воздухе, образуя диоксид углерода. Эта реакция экзотермична и вызывает повышение температуры выше 1700°С: С (тв.) + О2 (г) = СО2 (г)Диоксид углерода поднимается вверх в печи и реагирует с новыми порциями кокса, образуя моноксид углерода. Эта реакция эндотермична: СО2 (г) + С (тв) = 2СО (г)Железо, образующееся при восстановлении руды, загрязнено примесями песка и глинозема (см. выше). Для их удаления в печь добавляют известняк. При температу­рах, существующих в печи, известняк подвергается термическому разложению с образованием оксида кальция и диоксида углерода. Оксид кальция соединяется с примесями, образуя шлак. Шлак содержит силикат кальция и алюминат кальция. Железо плавится при 1540 °С. Расплавленное железо вместе с расплавленным шлаком стекают в нижнюю часть печи. Расплавленный шлак плавает на поверхности расплавленного железа. Такое железо называется чугун.

Получение стали: Кислородно-конвертерный процесс.

В кислородно-конвертерном процессе используется кислородный конвертер с основной футеровкой (кладкой). Конвертер загружают в наклонном положении расплавленным чугуном из плавильной печи и металлоломом, затем возвращают в вертикальное положение. После этого в конвертер сверху вводят медную трубку с водяным охлаждением и через нее направляют на поверхность расплавленного железа струю кислорода с примесью порошкообразной извести (СаО). Эта «кислородная продувка», которая длится 20 мин, приводит к интенсивному окислению примесей железа, причем содержимое конвертера сохраняет жидкое состояние благодаря выделению энергии при реакции окисления. Образующиеся оксиды соединяются с известью и превращаются в шлак. Затем медную трубку выдвигают и конвертер наклоняют, чтобы слить из него шлак. После повторной продувки расплавленную сталь выливают из конвертера (в наклонном положении) в ковш. Кислородно-конвертерный процесс используется главным образом для получения углеродистых сталей. Электросталеплавильный процесс. Электрические печи используют главным образом для превращения стального и чугунного металлолома в высококачественные легированные стали, например в нержавеющую сталь. Электропечь представляет собой круглый глубокий резервуар, выложенный огнеупорным кирпичом. Через открытую крышку печь загружают металлоломом, затем крышку закрывают и через имеющиеся в ней отверстия опускают в печь электроды, пока они не придут в соприкосновение с металлоломом. После этого включают ток. Между электродами возникает дуга, в которой развивается температура выше 3000 °С. При такой температуре металл плавится и образуется новая сталь. Каждая загрузка печи позволяет получить 25-50 т стали.

Способ Бессемера. По этому способу передел чугуна в сталь проводится путём продувания воздуха через расплавленный горячий чугун. Процесс протекает без затраты топлива за счёт тепла, выделяющегося при экзотермических реакциях окисления кремния, марганца и других элементов.

Мартеновский способ. Основным способом передела чугуна в сталь является в настоящее время мартеновский. Тепло, необходимое для проведения процесса, получается посредством сжигания газообразного или жидкого топлива. Процесс получения стали осуществляется в пламенной печи – мартеновской печи. Примеси, содержащиеся в шихте, окисляются свободным, кислородом топочных газов и кислородом, входящим в состав железной руды, окалины и ржавчины.2. Соединения азота в степени окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак; Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N2H4 или гидразин (существует также крайне неустойчивый пернитрид водорода N2H2, диимид);АММИАК В молекуле аммиака азот находится в состоянии sp³ гибридизации, молекула имеет форму тетраэдра:Связи N-H - ковалентные полярные, общие электронные пары смещены в сторону атома азота. Атом азота имеет неподеленную электронную пару (не принимающую участия в образовании химической связи). Молекула аммиака полярна.Физические свойства. Аммиак - бесцветный газ с резким запахом “нашатырного спирта”, температура плавления -78^oС, кипения -33^oС, легко сжижается при 6-7 ат (0,6-0,7 МПа) и комнатной температуре в бесцветную жидкость. Аммиак хорошо растворим в воде: при 0^oС - 1200 объемов, при 20^oС - 700 объемов в 1 объеме воды. Обладает сильным раздражающим свойством на слизистые оболочки, большое содержание аммиака во вдыхаемом воздухе может привести к тяжелым отравлениям. Раствор аммиака в воде с массовой долей NH3, равной 0,1, называется “нашатырным спиртом”.

Молекулы аммиака ассоциированы за счет водородных связей, поэтому теплота испарения жидкого аммиака велика и составляет 23,5 кДж/моль. Химические свойства. Наличие в молекуле аммиака неподеленной электронной пары атома азота приводит к тому, что аммиак может связывать протон (акцептор протона): NH₃ + H⁺ = NH₄⁺проявляя при этом свойства основания. В водных растворах аммиака существует равновесие:

NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-Водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию. Аммиак - слабое оcнование, степень диссоциации его при 25^oС в 0,2 М растворе равна 0,02.

Аммиак может вступать в реакцию нейтрализации с кислотами, образуя соли аммония, например: NH₃ + HCl = NH₄Cl NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂HSO₄ 2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄ Cоли аммония - как правило, бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. В растворах гидролизуются, давая слабокислую реакцию (если в состав соли входит анион сильной кислоты):

NH₄⁺ + H₂O = NH₃*H₂O + H⁺ Сильные основания (щелочи) вытесняют аммиак из солей аммония, например:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + NaCl + H₂O

- при нагревании образующийся аммиак улетучивается.

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 Очень редко аммиак может проявлять свойства очень слабой кислоты, например образуя при взаимодействии с расплавленными щелочными металлами амиды: 2Na + 2NH₃ = 2NaNH₂ + H₂

Аммиак проявляет свойства восстановителя: а) горит в кислороде: 4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O в присутствии платины (или родия) в качестве катализатора образуется NO:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O б) окисляется хлорной известью:

2NH₃ + CaOCl₂ = N₂H₄ + CaCl₂ + H₂O в) восстанавливает oксиды металлов при нагревании, например: 3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O Получение аммиака. В промышленности аммиак получают:а) прямым синтезом: N₂ + 3H₂ = 2NH₃           H = -92кДж/моль при давлении 150-1000 ат (15-100 МПа) и температуре 450-550^oС.Катализатор - губчатое (пористое) железо с добавками Al₂O₃ и K₂O. Процесс ведется в аппарате, называемом колонной синтеза. Так как выход аммиака за один проход азотоводородной смеси через колонну синтеза невелик, применяют принцип рециркуляции - после отделения аммиака (охлаждением смеси, в результате чего аммиак конденсируется) непрореагировавшие азот и водород снова направляются в колонну синтеза. Этим достигается высокая степень превращения азота в аммиак.

б) цианамидным способом, состоящим из следующих стадий:1. образование цианамида кальция при 1000^oС:

CaC₂ + N₂ = CaCN₂ + C 2. разложение цианамида водой:

CaCN₂ + 3H₂O = CaCO₃ + 2NH₃ 3. регенерация карбида кальция разложением карбоната при 1000^oС: CaCO₃ = CaO + CO₂ и прокаливанием образовавшегося оксида кальция с коксом при 2000-2500^oС: CaO + 3C = CaC₂ + CO

В лаборатории аммиак получают вытеснением его из солей аммония щелочами при нагревании, например:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + NaCl + H₂O Применение аммиака и солей аммония. Аммиак применяют:а) для получения азотной кислоты б) для получения удобрений в) в качестве хладагента в холодильных установках г) для азотирования металловСоли аммония применяют: NH₄NO₂ - в качестве удобрения и в производстве взрывчатых веществ. KNO₃ - азотное удобрение, компонент пиротехнических смесей (например, черного пороха). NH₄Cl - (“нашатырь”) - для пайки металлов. Раствор NH₄Cl используется в качестве электролита в "сухих" гальванических элементах. Соединения азота в степенях окисления -2 и -1.

Степень окисления -2 азот имеет в гидразине N₂H₄. При обычных условиях это жидкость. Гидразин - сильный восстановитель: 4KMnO₄ + 5N₂H₄ + 6H₂SO₄ = 5N₂ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄ + 6H₂O

горит с выделением большого количества теплоты: N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O           H = -607 кДж/моль Получают гидразин действуя на раствор аммиака гипохлоритом натрия:

2NH₃ + NaOCl = NaCl + N₂H₄ + H₂O Гидразин используют в качестве восстановителя и как ракетное топливо. Степень окисления -1 азот имеет в гидрокисламине NH₂OH. В обычных условиях это бесцветные кристаллы. Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя: Br₂ + 2NH₂OH = N₂ + 2HBr + 2H₂O но при взаимодействии с сильными восстановителями может проявлять окислительные свойства: 4FeSO₄ + 2NH₂OH + 3H₂SO₄ = 2Fe₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O В щелочной среде гидроксиламин разлагается: 3NH₂OH = NH₃ + N₂ + 3H₂O

Получают гидроксиламин электролизом раствора HNO₃ с ртутным катодом. Выделяющийся на катоде атомарный водород восстанавливает азотную кислоту:HNO₃ + 6[H] = NH₂OH + 2H₂O Гидроксиламин применяют в качестве восстановителя 3)Соединения двухвалентного железа:

Гидроксид железа (II) - Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха: FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH)2¯ Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах: Fe(OH)2 + H2SO4 ® FeSO4 + 2H2O Fe(OH)2 + 2H+ ® Fe2+ + 2H2O

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO: Fe(OH)2 –t°® FeO + H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ® 4Fe(OH)3 Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей: 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 ® 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O Соединения трёхвалентного железа Оксид железа (III) -Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита: 4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2­ или при прокаливании солей железа: 2FeSO4 –t°® Fe2O3 + SO2­ + SO3 Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства Fe2O3 + 6HCl –t°® 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 6H+ –t°® 2Fe3+ + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O –t°® 2Na[Fe(OH)4]

Fe2O3 + 2OH- + 3H2O ® 2[Fe(OH)4]- Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка: Fe(NO3)3 + 3KOH ® Fe(OH)3¯ + 3KNO3

Fe3+ + 3OH- ® Fe(OH)3¯ Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует. В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу: При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей: Fe(OH)3 + 3HCl ® FeCl3 + 3H2O Ацидокомплекс- K4[Fe(CN)6] (Гексацианоферрат(II) калия)

БИЛЕТ №8

2) Главную подгруппу V группы составляют азот, фосфор, мы­шьяк, сурьма и висмут. Каждый из элементов имеет электронную конфигурацию на внешнем уровне ns2nр3 и может проявлять в своих соединениях степень окисления от -3 до +5. Азот и фосфор - типичные неметаллы, мышьяк проявляет и металлические свойства, сурьма и висмут - типичные металлы. В отличие от всех других, в V группе периодической системы очень резко изменяются свойства составляющих ее элементов. В ряду  - N - P - As - Sb - Bi  увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается.

Химические свойства:1.      Основной характер оксидов R2O5 увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкового номера.2.     Гидроксиды всех элементов в пятивалентном состоянии имеют кислотный характер.Основной характер гидроксидов R(OH)3 увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкого номера. 

RO33- + 3H+ « R(OH)3 « R3+ + 3OH- (R – элемент) 

As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде.  Восстановительные свойства водородных соединений RH3 усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкого номера. Получение   Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.

Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония: NH4NO2  –t°®  N2 + 2H2O Химические свойства 

Молекула азота (:NºN:) Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью. Восстановитель N20 =  2NO Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)  N20 + O2 = 2NO(в природе - во время грозы)

Окислитель    c водородом (500°С, kat, p) N20 + 3H2 « 2NHЗ    с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами) 6Li + N20 ® 2LiЗN-3

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 №9

1) Загрязнение в атмосферы Загрязнение атмосферы - привнесения в атмосферу или образование в ней физико-химических агентов и веществ, обусловленное как природными, так и антропогенными факторами.Естественными источниками загрязнения атмосферы служат вулканизм, лесные пожары, пыльные бури, выветривание и пр. Эти факторы не угрожают отрицательными последствиями природным экосистемам, за исключением некоторых катастрофических природных ЯвленийТакже источником запыленности атмосферы могут быть крупные лесные пожары, дым от которых распространяется на тысячи км. Это приводит к значительному уменьшению притока солнечной радиации к земной поверхности.Однако в последние десятилетие антропогенные факторы загрязнения атмосферы стали превышать по масштабам естественные, приобретая глобальный характер. Они могут оказывать различные воздействия на атмосферы: непосредственное - на состояние атмосферы (нагревание, изменение влажности и др.); воздействие на физико-химические свойства атмосферы (изменение состава, увеличение концентрации СО2, аэрозолей, фреонов и пр.); воздействие на свойства подстилающей поверхности (изменение величины альбедо, системы "океан-атмосфера" и др.) (Израиль, 1984). К основным источникам загрязнения относятся: промышленные предприятия, транспорт, теплоэнергетика, сельское хозяйство и др. Среди отраслей промышленности особенно токсичные выбросы в атмосферу дают предприятия цветной металлургии, химической, нефтяной, чёрной металлургии, деревообрабатывающей, целлюлозно-бумажной промышленности и т.д. 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 магния

3) 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 2) Кислородосодержащие соединения

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. ОКСИДЫ АЗОТА

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 (1) получают термическим разложением нитрата аммония:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O Применяется для газового наркоза.

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 взаимодействии меди с разбавленной (массовая доля 0,3-0,4) азотной кислотой: 3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O NO - промежуточный продукт в производстве азотной кислоты. Оксид азота (3) - N₂O₃ - азотистый ангидрид - синяя жидкость, при взаимодействии с водой образует азотистую кислоту HNO₂: N₂O₃ + H₂O = 2HNO₂

Азотистый ангидрид может быть получен при взаимодействии NO c NO₂ при охлаждении:

Охлаждение NO + NO₂ = N₂O₃ нагревание 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 АЗОТНАЯ КИСЛОТА И НИТРАТЫ 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.

Химические свойства. взаимодействует: а) с основными и амфотерными оксидами: CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃ )₂ + H₂O ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃ )₂ + H₂O б) с основаниями:

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O в) вытесняет слабые кислоты из их солей: CaCO₃ + 2HNO₃ = Ca(NO₃ )₂ + H₂O + CO₂ При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается: 4HNO₃ = 4NO₂ + O₂ + 2H₂O Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до -3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует: а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода: Cu + 4HNO₃ (конц., 60%) = Cu(NO₃ )₂ + 2NO₂ + 2H₂O 3Cu + 8HNO₃ (разб., 30%)= Cu(NO₃ )₂ + 2NO + 4H₂O б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: Zn + 4HNO₃ (60%)= Zn(NO₃ )₂ + NO₂ + H₂O 3Zn + 8HNO₃ (30%)= 3Zn(NO₃ )₂ + 2NO + 4H₂O 4Zn + 10HNO₃ (20%)= 4Zn(NO₃ )₂ + N₂O + 5H₂O

5Zn + 12HNO₃ (10%)= 5Zn(NO₃ )₂ + N₂ + 6H₂O

4Zn + 10HNO₃ (3%)= 4Zn(NO₃ )₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO₂, N₂O, N₂ и NH₄NO₃. Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

увеличение активности металла

----------------------------------------- >

NO₂      NO      N₂O      N₂      NH₄NO₃

------------------------------------------>

уменьшение концентрации кислоты С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа: Fe + 4HNO₃(25%) = Fe(NO₃ )₃ + NO + 2H₂O 4Fe + 10HNO₃(2%) = Fe(NO₃ )₂ + NH4NO₃ + 3H₂O

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂: S + 6HNO₃(60%) = H₂SO4 + 6NO₂ + 2H₂O

S + 2HNO₃(40%) = H₂SO₄ + 2NO

P + 5HNO₃ (60%) = H₃ PO₄ + 5NO₂ + H₂O

3P + 5HNO₃ (30%) + 2H₂O = 3H₃ PO₄ + 5NO

и сложные вещества, например: 3FeS + 14HNO₃(30%) = 3Fe(NO₃ )₃ + 6S + 5NO + 7H2O Смесь одного объема концентрированной азотной кислоты и трех объемов концентрированной соляной кислоты называется царской водкой. В царской водке растворяется золото и платина:

Au + HNO₃ + 4HCl = HAuCl₄+ NO + 2H₂O

3Pt + 4HNO₃ + 18HCl = 2H₂PtCl₉ + 4NO + 8H₂O

3) Германий. Олово. Свинец В подгруппу углерода входят углерод, кремний, германий, олово и свинец. Это рэлементы IV группы периодической системы Д.И. Менделеева. Их атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона ns²np², чем объясняется сходство их химических свойств. В невозбужденном состоянии их атомы имеют по 2 неспаренных электрона. Поскольку атомы всей подгруппы имеют на внешнем уровне свободные орбитали, то при переходе в возбужденное состояние распаривают электроны s-подуровней (показано пунктирными стрелками). элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей формулы RO₂ и RO, а водородные соединения - формулы RН₄. Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные - у гидратов свинца. От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных соединений RН₄: СН₄ - прочное вещество, а PbH₄ в свободном виде не выделено. В подгруппе с ростом порядкового номера уменьшается энергия ионизации атома и увеличивается атомный радиус, т. е. неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.

Химические свойства углерода и кремния. Графит и кремний — типичные восстановители . При нагревании с избытком воздуха графит (именно этот аллотроп наиболее доступен) и кремний образуют диоксиды:С + О₂ = СО₂, Si + О₂ = SiO₂,при недостатке кислорода можно получить монооксиды CO или SiO:2С + О₂ = 2СО,2Si + O₂ = 2SiO,которые образуются также при нагревании простых веществ с их диоксидами: С + СО₂ = 2СО, Si + SiO₂ = 2SiO

.

Билет №10

1) ХЛАДОНЫ (фреоны), насыщ. фторуглероды или полифторуглеводороды (часто содержат также атомы С1, реже - Вr). Торговые названия хладонов состоят из фирменного названия (в России - хладон, в США - фреон, по международному стандарту - буква R) и цифрового обозначения, в к-ром первая цифра - число атомов С минус единица (для соед. метанового ряда эта цифра опускается), вторая - число атомов Н плюс единица, третья - число атомов F (если число атомов F больше 9, то ставится дефис и далее цифра, указывающая на число атомов F в молекуле), напр. дифторхлорметан CHF2C1 наз. хладоном 22, декафторбутан C4Fig - хладоном 31-10. Для хладонов, содержащих атомы Вr, ставится буква В и цифра, показывающая число атомов Вr, напр. дифторхлорбромметан CF2ClBr наз. хладоном 12В1. Для циклич. хладонов перед цифровым обозначением ставится буква С, напр. перфторциклобутан наз. хладоном С318. При наличии изомеров цифровое обозначение соответствует наиб. симметричному соед. (наименьшая разность масс левой и правой частей молекулы), а у последующих, все более несимметричных, добавляются буквы а, b, с и т. д., напр. 1,1,1-трифторэтан наз. хладоном 143а. При наличии двойной связи в молекуле хладона в качестве четвертой цифры используют единицу. Хладоны- газообразные или жидкие в-ва (табл.), раств. в орг. р-рителях, плохо или практически не раств. в воде; нек-рые хладоны образуют кристаллогидраты.

2) ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯФосфор (P) - открыт алхимиком Х. Брандом в 1669 году. В свободном состоянии в природе не встречается.Электронная конфигурация 1S²2S²2P⁶3S²3P³Важнейшие аллотропные модификации:Белый фосфор. Получается при конденсации паров. Состоит из молекул P₄. Мягкое, бесцветное вещество, ядовит, имеет чесночный запах, tпл.= 44С, tкип.= 280С, растворим в сероуглероде (CS₂), летуч. Очень реакционноспособен, окисляется на воздухе (при этом самовоспламеняется), в темноте светится.Красный фосфор. Без запаха, цвет красно-бурый, не ядовит. Атомная кристаллическая решётка очень сложная, обычно аморфен. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Устойчив. В темноте не светится. Физические свойства зависят от способа получения.Чёрный фосфор - полимерное вещество с металлическим блеском, похож на графит, без запаха, жирный на ощупь. Нерастворим в воде и в органических растворителях. Атомная кристаллическая решётка, полупроводник. tкип.= 453С (возгонка), tпл.= 1000C (при p=1,8 • 10⁹ Па), устойчив.

Получение: Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи):

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C  –^t  3CaSiO₃ + 5CO­ + 2P­ 

Химические свойства.1)Реакции с кислородом: 4P0 + 5O2  –t°= 2P2+5O5 (при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2  = 2P2+3O3). 2)С галогенами и серой:2P + 3Cl2 ® 2PCl3 , 2P + 5Cl2 ® 2PCl5,2P + 5S  =  P2S5 (галогениды фосфора легко разлагаются водой, например: PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl PCl5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl) 

3.С азотной кислотой: 3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O ® 3H3P+5O4 + 5N+2O­  4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:  2P0 + 3Mg = Mg3P2-3 (фосфид магния легко разлагается водой  Mg3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3­(фосфин)) 3Li + P ® Li3P-3 5. Со щелочью: 4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3­ + 3NaH2PO2  В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования. Фосфи́н (фосфористый водород) водородная связь между молекулами PH₃ практически не проявляется и поэтому фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения. осфин сильно отличается от его аналога аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Химические свойства В отсутствие кислорода разлагается на элементы, на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C): PH3 + 2O2 = H3PO4. При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH4+ (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, большинство из них либо просто не существует, либо гидролизуется. Эти соли образуются только с сильными кислотами (HCl, HBr, HClO4). PH3 + HBr = PH4Br PH4I + H2O = PH3↑ + H3O+ + I- PH4I → PH3↑ + HI↑ + Q 3)Общая характеристика элементов Марганца Физические свойства:Серебристо-белые, тугоплавкие металлы. Химические свойства:    В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах: Mn + 2H+ ® Mn2+ + H2­  Re и Tc стоят в ряду напряжений после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой: 3Tc + 7HNO3 ® 3HTcO4 + 7NO­ + 2H2O     С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (RO – основные; R2O7 – кислотные, им соответствуют кислоты HRO4). Марганец и его соединения Марганец- Электронная конфигурация валентного слоя 3d5 4s2

Получение: Алюмотермия: 3MnO2 + 4Al ® 2Al2O3 + 3Mn Химические свойства: Металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой плёнкой оксидов. Реагирует с неметаллами, например, с серой: 

Mn + S ® MnS Растворяется в кислотах:Mn + 2HCl ® MnCl2 + H2­ (При этом образуются соединения двухвалентного марганца). Соединения Mn(II) 

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO2 водородом: MnO2 + H2 ® MnO + H2O Гидроксид марганца (II) Mn(OH)2 - светло-розовое нерастворимое в воде основание: 

MnSO4 + 2NaOH ® Mn(OH)2¯ + Na2SO4 Mn2+ + 2OH- ® Mn(OH)2  Легко растворимо в кислотах: Mn(OH)2 + 2HCl ® MnCl2 + 2H2O Mn(OH)2 + 2H+ ® Mn2+ + 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 MnO4-:  2Mn(OH)2 + 5Br2 + 12NaOH  –кат.CuSO4®  2NaMnO4 + 10NaBr + 8H2O 2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 ® 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 ® 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O Оксид марганца (IV) MnO2 - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):  Mn(NO3)2  –t°®  MnO2 + 2NO2­  При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn2O3 (при 600°C) или Mn3O4 (при 1000°C).Сильный окислитель:MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2­ + 2H2O  При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:  MnO2 + Na2CO3 + NaNO3  –t°®  Na2MnO4 + NaNO2 + CO2­  Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде: Na2SO3 + 2KMn+7O4 + 2KOH ® Na2SO4 + 2K2Mn+6O4 + H2O

 

БИЛЕТ №11

1 вопрос Внешнесферная диссоциация комплексных солей происходит в водных растворах практически полностью, например: [Ag(NH₃)₂]Cl = [Ag(NH₃]⁺ Сl^-. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения называют вторичной диссоциацией. Например, ион диамминсеребра диссоциирует по схеме: [Ag(NH₃)₂]⁺ <= > Ag⁺+ 2NH_{3 .} В результате вторичной диссоциации устанавливается равновесие между комплексной частицей, центральным ионом и лигандами. Диссоциация[Ag(NH₃ ]⁺)₂], согласно приведенному выше уравнению, характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона. Значение констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса. Чем устойчивее комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости. Так, среди однотипных соединений, обладающих различными значениями константами нестойкости. наиболее устойчив комплекс [Ag(CN)₂]^- , а наименее устойчив - [Ag(NO₂)₂]^- .В последнее время для характеристики устойчивости комплексных соединений предпочитают пользоваться величиной обратной константе нестойкости, называемой константой устойчивости. Для иона [ Ag (NH₃)₂]⁺ константа устойчивости равна 1,12 × 10⁷.В растворах имеет место ступенчатая диссоциация комплекса, аналогично ступенчатой диссоциации слабых электролитов, например многоосновных кислот. Так, в одном растворе К₂[PtCl₄] присутствуют в различных состояниях все комплексы, участвующие в равновесиях: [PtCl₄]^2- + H₂O <=> [PtCl₃H₂O] ^- + Cl^- [PtCl₃H₂O] ^- + H₂O <=> [PtCl₂ (H₂O) ₂] ^- + Cl^- [PtCl₂ (H₂O) ₂] ^- + H₂O <=> [Pt (H₂O) ₃ Cl]⁺ + Cl^- [Pt (H₂O) ₃ Cl]⁺ + H₂O <=> [PtCl₂ (H₂O) ₄]²⁺+ Cl^- Каждое из этих равновесий характеризуется своей ступенчатой константой нестойкости К₁, К₂, K₃ и K₄. По мере отщепления хлорид- ионов заряд комплекса становится все более положительным, а число ионов СГ в комплексе уменьшается. В результате последовательный отрыв хлорид-ионоввсе в большей степени затрудняетПоэтому между ступенчатыми константами нестойкости иона [Pt С1₄ ] ^2- имеет место соотношений:К4>К3>К2>К1Величина общей константы нестойкости равна произведению всех ступенчатых констант.

2 Вопрос В подгруппу углерода входят углерод, кремний, германий, олово и свинец.Это рэлементы IV группы периодической системы Д.И.Менделеева.Их атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона ns²np²,чем объясняется сходство их химическихсвойств.В соединениях элементы подгруппы углерода прояляют степень окисления +4 и -4, а также +2, причем последняя с увеличениемзаряда ядра становится более характерной. Для углерода, кремния и германия наиболее типична степень окисления +4, для свинца +2. Степень окисления -4 в последовательности C – Pb становится всеменее характерной.

Углерод — вещество с самым большим числом аллотропов.

sp3 формы: Алмаз (куб)Лонсдалеит (гексагональныйl алмаз)sp2 формы: ГрафитГрафеныФуллерены (C20+))Нанотрубки стеклоуглерод колоснанотрубки

sp формы : Линейный ацетиленовый углерод Алмаз является одним из наиболее известных аллотропов углерода, чья твёрдость и высокая степень рассеивания света делает его полезным в промышленном применении и в ювелирных изделиях. Алмаз — самый твёрдый известный природный минерал.Графит— один из самых обычных аллотропов углерода. Характеризуется гексагональной слоистой структурой. Его плотность: — 2.3, она меньше чем у алмаза. Приблизительно при 700 °C горит в кислороде, образовывая углекислый газ. По химической активности более реакционен чем алмаз.

Угольная кислота   Н2СО3  - вещь неуловимая. Строго говоря, ее как таковой в чистом виде и не бывает   вовсе, существует она только в растворе, а в природе не встречается. Небольшие количества ее можно получить, растворяя углекислый газ в воде: CO2  +  H2O  => H2CO3Это одна из самых слабых кислот, в растворе  диссоциирует ступенчато: на  первой стадии диссоциации образуются однозарядные  гидрокарбонат-анионы, а на второй,  в 10 000 раз более слабо выраженной, двухзарядные карбонат-анионы.  Все растворимые соли угольной кислоты сильно гидролизуются:Na2CO3  +  H2O  => NaOH  +  NaHCO3 - как видим,  раствор карбоната имеет щелочную среду. Вследствие слабой диссоциации в растворе угольной кислоты очень мало катионов водорода, поэтому окраска лакмуса в ней не красная, а розовая.Угольная кислота образует два ряда солей: средние - карбонаты:   Na2CO3   CaCO3  кислые - гидрокарбонаты (бикарбонаты):  KHCO3  NaHCO3  Ca(HCO3)2

Карбиды   соединения углерода с электроположительными элементами, главным образом с металлами и некоторыми неметаллами .Ионные карбиды образуются сильно электроположительными металлами; они содержат катионы металлов и анионы углерода. К ним относятся ацетилениды с анионами [С ≡ С]^2-, которые могут быть представлены как продукты замещения водорода в ацетилене C₂H₂ металлами, а также метаниды — продукты замещения металлами водорода в метане CH₄.Пример ионного карбида Карбид Кальция CaC.Металлоподобные карбиды обычно построены как фазы внедрения атомов углерода в поры кристаллических решёток переходных металлов. Природа металлоподобных К., как фаз внедрения, обусловливает их высокую твёрдость и износостойкость, практическое отсутствие пластичности при обычных температурах, хрупкость и относительно невысокие прочие механические свойства. К. этой группы — хорошие проводники электричества, откуда и название — «металлоподобные». Многие из них — сверхпроводники (например, температуры перехода в сверхпроводящее состояние составляют: Nb₂C, 9,18 К; NbC, 8—10 К; MO₂C, 12,2 К; MoC, 6,5 К). Важными для техники свойствами обладают взаимные сплавы К. TiC, ZrC, HfC, NbC и TaC. Так, композиции, состоящие из 25% HfC и 75% TaC, имеют наиболее высокую температуру плавления (около 4000 °С) из всех тугоплавких металлов и веществ. Металлоподобные К. обладают большой химической устойчивостью в кислотах, меньшей — в щелочах.

3 Вопрос

Металлы платиновой группы — коллективное обозначение шести переходных металлических элементов (рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платина), имеющих схожие физические и химические свойства, и, как правило, встречающихся в одних и тех же месторождениях. В связи с этим, имеют схожую историю открытия и изучения, добычу, производство и применение. Металлы платиновой группы являются благородными и драгоценными металлами. В природе, чаще всего встречаются, в полиметаллических (медно-никелевых) рудах, а также в месторождениях золота и платины.

Все платиновые металлы светло-серые и тугоплавкие, платина и палладий пластичны, осмий и рутений хрупкие. Красивый внешний вид благородных металлов обусловлен их инертностью.Платиновые металлы обладают высокой каталитической активностью в реакциях гидрирования, что обусловлено высокой растворимостью в них водорода. Палладий способен растворить до 800—900 объёмов водорода, платина — до 100.Все платиновые металлы химически довольно инертны, особенно платина. Они растворяются лишь в «царской водке» с образованием хлоридных комплексов: 3 Pt + 4 HNO₃+18 HCl 3 H₂[PtCl₆] + 4 NO + 8 H₂O При окислении металлов кислородом воздуха образуются оксиды различного состава: Ru + O₂ = RuO₄ 2Pt + O₂ = 2PtO 2Pd + O₂ = 2PdO При нагревании все платиновые металлы реагируют с хлором и фтором: Pt + Cl₂ = PtCl₂ В растворах платиновые металлы существуют только в виде комплексных соединений. Соединения платины используют в медицине в качестве препаратов, обладающих противоопухолевой активностью. Платина и металлы её группы встречаются в природе в весьма рассеянном состоянии. Геохимически все эти элементы связаны с ультраосновными и основными породами. Известно около полусотни минералов платиновой группы. Платина, иридий, палладий в горных породах и месторождениях развиты как в самородном виде, так и в виде твёрдых растворов и интерметаллических соединений с Fe, Ni, Cu, Sn, реже Au, Os, Pb, Zn, Ag.