1. Природные соединения

1) Алюмосиликаты: (Na2)K2[Al2Si6O16], (Li, Rb, Cs)[Al2Si3O9]

2) Хлориды: NaCl, KCl

2. Содержание

1) соединения Na — 2,4 мас.% (73,6 % в морской воде)

2) соединения K — 2,35 мас.% (3,7 % в морской воде)

3) Li, Rb, Cs — ∼ 10–3 мас.%

3. Изотопный состав

Li, K, Rb — имеют природные стабильные изотопы

Na, Cs — не имеют (Cs¹³⁷ – иск. изотоп, τ1/2 ≅ 30 лет)

2. Электронное строение и свойства атомов:

Особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1.

3. Физические и химические свойства:

Большие размеры атомов и малое число валентных электронов обеспечивают слабую связь в их кристаллах.

Эти металлы являются проводниками, тк имеют зону проводимости.

Химические св-ва:

Электронная конфигурация ns¹ поэтому рни проявляют степень окисления +1

4. Положение щелочных металлов в ряду стандартных электродных потенциалов:

Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства.

Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов.

5. Соединения щелочных металлов с кислородом:

6. Свойства гидроксидов и солей:

В чистом виде называются едкими щелочами. В водных растворах все являются сильными основаниями, причем CsOH самое сильное из них.

LiOH при нагревании разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Наиболее важные с практической точки зрения: кальцинированная сода Na₂CO₃, питьевая сода NaHCO₃, поташ K₂CO₃(используют в производстве стекла и жидкого мыла), повареная соль NaCl.

Билет 22.

Металлы 2 группы. Электронное строение и свойства атомов (размер, энер-

гия ионизации, электроотрицательность). Физические и химические свой-

ства. Свойства оксидов, гидроксидов и солей металлов 2 группы. Жест-

кость воды, цели и методы ее устранения. Биологическая роль магния и

кальция.

Металлы 2 группы: Be Mg Ca Sr Ba Ra

1. Электронное строение и свойства атомов:

Называются щелочно-земельными металлами тк их оксиды («земли») при взаимодействии с водой образуют щелочи.

Электронная конфигурация ns² поэтому рни проявляют степень окисления +2

Эти металлы являются проводниками, тк имеют зону проводимости.

2. Физические и химические свойства:

Температура плавления понижается от Be к Ba.

Повышение прочности связи по сравнению с 1 группой следовательно их механическая прочность так же возрастает ( берилий твердый и хрупкий, остальные сравнительно мягкие, но не настолько как щелочные металлы)

3. С войства оксидов, гидроксидов и солей металлов 2 группы:

4. Жесткость воды, цели и методы ее устранения:

Способы устранения жёсткости воды:

1. Кипячением:

Са(НСО₃)₂ = СаО + Н₂О + СО₂

Mg(НСО₃)₂ = Mg(OH)₂+ 2СО₂

2. Добавлением гашёной извести:

Са(НСО₃)₂+ Са(ОН)₂ = 2CaCO3+ 2H₂O

Mg(НСО₃)₂+ 2Са(ОН)₂ = Mg(OH)₂+ 2CaCO₃+ 2H₂O

Постоянную (некарбонатную) жёсткость устраняют добавлением соды Na₂CO₃.

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl

5. Биологическая роль магния и кальция:

Магний и Кальций - важнейшие биогенные элементы, в значительных количествах содержатся в тканях животных и растений. Магний необходим для синтеза белков и АТФ в клетках, поэтому является элементом, который контролирует энергетические процессы в организме.

Мg2+ образуют комплексы с анионами АТФ и АДФ

Mg2+ +АТФ4- = [MgАТФ] 2-

Магний и Кальций участвуют в передаче нервных импульсов и сокращении мышц. 

Билет 23.

Алюминий. Строение атома. Физические и химические свойства. Получе-

ние и применение алюминия и его сплавов. Свойства оксида и гидроксида

алюминия. Алюмотермия. Гидролиз солей алюминия.

Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).

1. Строение атома:

Электронная конфигурация: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹

Степени окисления +3

2. Физические и химические свойства:

Металл серебристо-белого цвета, лёгкий

Температура плавления — 660 °C

Алюминий обладает высокой электропроводностью

Обладает высокой светоотражательной способностью.

Алюминий образует сплавы почти со всеми металлами.

Химические свойства:

При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°), O2, HNO3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH4+, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель.

Al проявляет сильные восстановительные свойства, получая при этом с.о. +3, по соответствующей схеме:

1 ) Сгорает при нагревании

2) Взаимодействует с неметаллами (рассмотрите ОВР).

2Al + 3Г₂ = 2AlГ₃

2Al + 3S₂ = Al₂S₃

4Al + 3C = Al₄C₃

3) Взаимодействует с растворами кислот.

4) Взаимодействует с растворами солей.

5 ) Взаимодействует с оксидами металлов – алюминотермия.

6 ) Взаимодействует с растворами щелочей.

3. Получение и применение алюминия и его сплавов:

Широко применяется как конструкционный материал. Основные достоинства алюминия в этом качестве — лёгкость, податливость штамповке, коррозионная стойкость (на воздухе алюминий мгновенно покрывается прочной плёнкой Al₂O₃, которая препятствует его дальнейшему окислению), высокая теплопроводность, неядовитость его соединений.

Современный метод получения заключается в растворении оксида алюминия Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃AlF₆ с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых анодных электродов.

Лабораторный способ получения алюминия: восстановление металлическим калием безводного хлорида алюминия (реакция протекает при нагревании без доступа воздуха):

AlCl₃ + 3K = 3KCl + Al

4. Свойства оксида и гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия – Аl(ОН)3

типичный амфотерный гидроксид реагирует:

C кислотами, образуя средние соли: Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О;

C растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: Al(ОН)3 + КОН + 2Н2О = К[Al(ОН)4(Н2О)2].

При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О.

5. Алюмотермия:

Способ получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их оксидов металлическим алюминием:

2Al + Cr2О3 = Al2О3 + 2Cr;

Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3

При этой реакции выделяется большое количество теплоты, смесь нагревается до 1900—2400 °C.

6. Гидролиз солей алюминия:

Первая стадия гидролиза

Молекулярное уравнение:

Al2(SO4)3 + 2HOH ⇄ 2AlOHSO4 + H2SO4

Краткое ионное уравнение:

Al3⁺ + HOH ⇄ AlOH²⁺ + H⁺

Вторая стадия гидролиза

Молекулярное уравнение:

2AlOHSO4 + 2H2O ⇄ (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4

Краткое ионное уравнение:

AlOH²⁺ + H2O ⇄ Al(OH)²⁺ + H⁺

Третья стадия гидролиза

Молекулярное уравнение:

(Al(OH)2)2SO4 + 2H2O ⇄ 2Al(OH)3 + H2SO4

Краткое ионное уравнение:

Al(OH)²⁺ + H2O ⇄ Al(OH)3 + H⁺

Т.к. в результате гидролиза образовались ионы водорода (H+), то раствор будет имееть кислую среду (pH < 7).

БИЛЕТЫ 24 25 У ЮЛИ

Билет 26.

Металлы 6 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Соли хромовых,молибденовой и вольфрамовой кислот.

1. Строение атомов, проявляемые степени окисления:

Электронная конфигура­ция данных атомов должна иметь вид (n-1)d⁴ns² , но с учетом проскока одного электрона – (n-1)d⁵ns¹. Соответственно максимальная степень окисления данных элементов равна +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.

2. Физические и химические свойства:

Из-за образования поверхностных оксидных пленок в обычных условиях инертны и не взаимодействуют с кислородом, но при нагревании сгорают:

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

2M + 3O₂ = 2Cr₂O₃ (M = Mo, W)

C cерой образуют cоединение MS₂ (M = Mo, W) а хром – CrS

3. О ксиды и гидроксиды, их кислотно- основные и окислительно-восстановительные свойства:

Оксиды MoO₃ и WO₃ в отличае от CrO₃ в воде растворяются очень мало. С щелочами они образуют молибдаты-4 и вольфраматы-4:

2KOH + MO₃ = K₂MnO₄ + H₂O (M =Mo, W)

При нагревании на воздухе оксид рома разлагается:

4CrO₃ = 2Cr₂O₃

А в инертном газе диспропорционирует:

3CrO₃ = Cr₂O₃ + Сr

4. Соли хромовых, молибденовой и вольфрамовой кислот:

Молибденовая кислота и ее соли не реагируют с ионами I^- но восстанавливаются сернистой кислотой до молибденовой сини Mo₅O₁₄ (Mo₂O₅*3MoO₃):

10H⁺ + 5MoO₄^2- + 2H⁺ +SO₃^2- = Mo₅O₁₄ + 2H⁺ + SO₄^2- + HOH

Билет 27.

Хром. Строение атома, проявляемые степени окисления и их устойчивость. Физические и химические свойства. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства оксидов и гидроксидов. Гидролиз солей хрома. Комплексы хрома. Изополисоединения.

1. Строение атома, проявляемые степени окисления и их устойчивость:

Хром 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s²

Основные степени окисления +6(самый устойчивый) +3 (+2)(не устойчивая)

2. Физические и химические свойства:

Взаимодействие с кислотами:

Разб. HCl и H₂SO₄

Cr + 2H⁺ = Cr²⁺ + H₂ (без доступа воздуха)

Конц. H₂SO₄

При комнатной температуре не реагирует

При нагревании: 2Сr + 6H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

HNO₃

Не реагирует

Взаимодействие со щелочами:

Не реагирует (как и все металлы 6 группы)

В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объемно-центрированной решеткой. Ниже температуры 38 °C является антиферромагнетиком, выше переходит в парамагнитное состояние.

3. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства оксидов и гидроксидов:

При нагревании на воздухе оксид хрома 6 и 4 разлагается:

4CrO₂ = 2Cr₂O₃ + О₂

Оксид CrO₃ сильный окислитель и со многими восстановителями реагирует со взрывом. При соприкосновении с ним загорается этанол:

4CrO₃ + С₂Н₅ОН = 2Cr₂O₃ + 2CO₂ + 3HOH

При нагревании на воздухе разлагается:

4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O

Реагирует с водой:

СrO₃ + HOH = H₂CrO₄

2CrO₃ + HOH = H₂Cr₂O₇

Оксид Cr₂O₃ тугоплавок и химически инертен однако его считают амфотерным, тк при сплавлении, например, с дисульфатом калия оксид образует сульфат хрома 3:

Cr₂O₃ + 3K₂S₂O₇ = Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄

Сплавление с оксидами и карбонатами:

Cr₂O₃ + СаО = CaCr₂O₄

Cr₂O₃ + NaCO₃ = 2NaCrO₂ + CO₂

Гидроксид Cr(OH)₃ образуется в виде голубого осадка при взаимодействии растворов солей хрома3 с щелочами:

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2 Cr(OH)₃ + 3Na₂SO₄

Он легко реагирует с кислотами и растворяется в избытке щелочи с образованием зеленых гидроксокомплексов [Cr(OH)₄]^- или [Cr(OH)₆]^3-

Оксид CrO

А оксид хрома 2 разлагается без нагревания на воздухе до Cr₂O₃

А в инертном газе диспропорционирует:

3CrO_- = Cr₂O₃ + Сr

Следовательно CrO нестабилен и получение в чистом виде очень трудно .

Не взаимодействует с водой и проявляет только основные свойства:

СrO + 2HCl = CrCl₂ + HOH

Гидроксид Cr(OH)₂ получение:

СrCl₂ + 2NaOH = Cr(OH)₂ + 2NaCl

Обладает основными свойствами и легко растворим в кислотах:

Cr(OH)₂ + 2HCl = CrCl₂ + 2HOH

4. Гидролиз солей хрома:

[Cr(H₂O)₆]³⁺ + HOH = [Cr(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺

Т.к он гидролизуется необратимо он не может существовать в водной среде с анионами слабых кислот, поэтому, например, при взаимодействии с карбонатом натрия образуется не карбонат хлора 3, а гидроксид хлора-3:

2CrCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3HOH = 2Cr(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl

5. Комплексы хрома:

Сr³⁺ образует прочные комплексы почти со всеми известными лигандами. Это обусловлено малым ионным радиусом и высоким зарядом.

Главная особенность – кинетическая инертность – при добавлении аммиака к раствору содержащему Cr³⁺ выделяется осадок NaOH а только через сутки комплексные ионы [Cr(NH₃)(H₂O)₆]³⁺

Координационных соединений хрома-2 немного. Важнейшие из них гексоаммиакат [Cr(NH₃)₆]²⁺ и гексацианохромат [Cr(CN)₆]^4-. Эти комплексы проявляют восстановительные свойства:

2[Cr(NH₃)₆]Cl₂ + 2NH₄Cl = 2[Cr(NH₃)₆]Cl₃ + 2NH₃ + H₂

Комплексы Cr⁺⁶ малоустойчивы и проявляют сильные окислительные свойства.

6. Изополисоединения.

Билет 28.

Металлы 7 группы. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды металлов. Их устойчивость, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

1. Строение атомов, проявляемые степени окисления и их устойчивость:

Марганец Технеция Рений

2. Физические и химические свойства:

Серебристо белые металлы

Технеций и рений не реагируют скислородом, но в порошкообразном виде и при нагревании образуют высшие оксиды:

4M +7O₂ = Mn₃O₄ (M = Tc, Re)

3. О ксиды и гидроксиды металлов:

Все оксиды металлов 7 группы в степени окисления +7 проявляют кислотные св-ва и взаимодействуя с водой они образуют сильные кислоты:

M₂O₇ + HOH = 2HMO₄ (M = Mn, Tc, Re)

Оксид рения-6 не растворяется ни в воде, ни в разбавленных растворах кислот и щелочей. С горячими концентрированными щелочами образует соли:

ReO₃ + 2NaOH =Na₂ReO₄ + HOH

Оксиды технеция-4 и рения-4 еще более инертны, чем оксиды марганца-4. Им присущи востановительные св-ва и при нагревании они переходят в высшие оксиды:

MO₂ + 3OH = 2M₂O₇ (M = Tc, Re)

А под действием азотной кислоты и пероксида водорода в кислоты:

MO₂ + HNO₃ = HMO₄ + NO (M = Tc, Re)

2MO₂ + 3H₂O₂ = HMO₄ + 2HOH (M = Tc, Re)

В отличие от оксида марганца-2 в реакциях с конц соляной кислотой TcO₂ и ReO₂ образуют хлоридные комплексы:

MO₂ + 6HCL = H₂[MCl₆] + 2H₂O (M = Tc, Re)

Билет 29.

Марганец. Строение атома и проявляемые степени окисления (примеры соединений), физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Их устойчивость, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Комплексы марганца(II).

Марганец – серебристо-белый, хрупкий, достаточно ак­тивный металл. В ряду напряжений он находится между алюминием и цинком. На воздухе покрыт оксидной плёнкой, предохраняющей его от дальнейше­го окисления. В порошкообразном состоянии марганец при нагревании разлагает воду:

Мn + 2Н₂О = Мn(ОН)₂ + Н₂.

С соляной и разбавленной серной кислотами марганец интенсивно реагирует:

Мn + 2НСl = МnСl₂ + Н₂,

Мn + Н₂SО₄ = МnSО₄ + Н₂.

Азотная и концентрированная серная кислоты окисляют марганец также до двухвалентного состояния:

3Мn + 8НNO_3(разб.) → 3Мn(NO₃) ₂ + 2NO + 4Н₂О,

Мn + 2Н₂SО_4(конц.) = МnSО₄ + SО₂ + 2Н₂О.

В кислороде мелкодисперсный марганец сгорает с образованием смешанного оксида Mn₃O₄ (Mn*Mn₂O₄):

3Mn + 2O₂ = Mn₃O₄

C галогенами, серой и азотом марганец дает производные в степени окисления +2:

Mn + Г₂ = MnГ₂ (Г = F, Cl, Br, I)

В виде порошка марганец при нагревании реагирует даже с водой:

Mn + 2H₂O = Mn(OH)₂ + H₂

Оксиды и гидроксиды:

Оксид марганца-7 Mn₂O₇ жидкий при стандартных условиях. Получение:

2КMnO₄ + 2H₂SO_4(конц) = Mn₂O₇ + 2KHSO₄ + HOH

Неустойчив и процесс разложения может сопровождаться взрывом:

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂

Проявляет кислотные свойства

Гидроксид марганца-7 HMnO₄ проявляет сильно кислотные свойства

Оксид мрганца-4 MnO₂ получают прокаливанием нитрата марганца:

Mn(NO₃)₂ = MnO₂ +2NO₂

Растворяется только в горячих концентрированных серных и соляных кислотах:

2MnO₂ +2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + O₂ + 2HOH

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2HOH - *получение хлора в лабе

При взаимодействии с сильными окислителями MnO₂ образует в щёлочной среде соли марганцовистой кислоты – марганаты.

MnO₂ + KNO₃ + K₂CO₃ (сплавление) = K₂MnO₄ + KNO₂ + CO₂

А в кислой среде – марганцевую кислоту:

2MnO₂ + 3PbO₂ +6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ +2H₂O

Гидроксид марганца-4 Mn(OН)₄ или H₂MnO₃ проявляет амфотерные свойства

Оксид марганца-3 Mn₂O₃ может быть получен при нагревании оксида марганца-4:

4MnO₂ = 2Mn₂O₃ +О₂

Не растворяется в воде и диспропорционирует при взаимодействии с кислотами:

Mn₂O₃ + 2Н⁺ = MnO₂ + Mn²⁺ + HOH

Оксид марганца-2 MnO образуется при восстановлении высших или смешанных оксидов марганца водородом:

Mn₃O₄ + H₂ = 3MnO + HOH

В воде оксид не растворим и его гидроксид получают действием щелочи на растворимые соли марганца:

MnCl₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + 2NaCl

Оксид и гидроксид марганца 2+ проявляют основные свойства:

MnO + 2HCl = MnCl₂ + HOH

Mn(OH)₂ + H₂SO_4(разб) = MnSO₄ + 2HOH

Mn(OH)₂ медленно растворяется в концентрированных р-рах щелоче с образованием гидроксокомплексов:

Mn(OH)₂ + КОН = К₄[Mn(OH)₆]

Кислород переводит Mn(OH)₂ в оксогидроксид марганца-3:

4Mn(OH)₂ + О₂ = 4MnO(OH) + 2HOH

А другие окислители – в оксид марганца-4:

Mn(OH)₂ + Br₂ + 2NaOH = MnO₂ + 2HOH + 2NaBr

Комплексы марганца(II):

Билет 30.

Оксид марганца(VII) и марганцевая кислота. Соли марганцевой кислоты.

Их окислительные свойства в зависимости от рН среды.

Оксид Mn₂O₇:

Получение:

2KMnO₄ + H₂SO_4(конц) = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + HOH

Полученный оксид марганца(VII) неустойчив и разлагается на оксид марганца(IV) и кислород:

2 Mn₂O₇ = 4MnO₂ +3O₂

Одновременно выделяется озон:

Mn₂O₇ = 2MnO₂ +O₃

Взаимодействие с водой:

Оксид марганца(VII) взаимодействует с водой, образуя марганцовую кислоту:

Mn₂O₇ + HOH = 2HMnO₄

Взаимодействие с кислотами:

Растворяется в серной кислоте, образуя гидросульфат триоксимарганца, более устойчивый при комнатной температуре:

Mn₂O₇ + 2H₂SO₄ = 2[MnO₃]⁺ [HSO₄]^- +HOH

Kислота HMnO4:

Получение:

Раствор марганцовой кислоты чаще всего получают путём реакции разбавленной серной кислоты с раствором перманганата бария, нерастворимый осадок сульфата бария удаляется путём фильтрации:

Ba(MnO₄)₂ + H₂SO₄ = 2HMnO₄ + BaSO₄

Марганцовая кислота может быть получена взаимодействием оксида марганца(VII) с водой на холоде:

Mn₂O₇ + HOH = 2HMnO₄

Химические свойства:

Марганцовая кислота в растворе медленно разлагается, при этом выделяется кислород и выпадает осадок диоксида марганца:

4HMnO₄ = 4MnO₂ + 3O₂ + 2HOH

Проявляет общие для сильных кислот свойства, например вступает в реакции нейтрализации с сильными и слабыми основаниями:

HMnO₄ + NaOH = NaMnO₄ + HOH

HMnO₄ + NH₃*H₂O = NH₄MnO₄ + HOH (при t<20 C)

Марганцовая кислота, как и её соли (перманганаты), является очень сильным окислителем, например в реакциях:

2HMnO₄ + 14HCl = 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8HOH

2HMnO₄ + 2(NH₃*H₂O) = 2MnO₂ + N₂ + 6HOH

Соли марганцевой кислоты:

Cоли нестойкой марганцовой кислоты HMnO4 называются перманганаты.

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⁺.

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. Однако надо отметить, что последняя реакция (в щелочной среде) идёт по указанной схеме только при недостатке восстановителя и высокой концентрации щёлочи, которая обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.

31. Железо, кобальт и никель. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды: кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

Fe 3d⁶ 4s²; Co 3d⁷ 4s²; Ni 3d⁸ 4s²

1. Устойчивые степени окисления: Fe – (+2), +3, (+6); Co +2,(+3); Ni +2. Радиус атома в ряду уменьшается. Сравнивая электродные потенциалы перехода из cо +3 в cо +2 у Fe (0,72) и Co (1,92) делаем вывод, что Fe(III) более устойчив, чем Fe(II). Co(III) – сильный окислитель.

2. Взаимодействие с кислотами

HCl, H₂SO₄ (разб): (все 3 металла) M + 2H⁺ = M²⁺ + H₂

HNO₃ (разб 30%): Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O; 3Co(Ni) + 8HNO₃ = 3Co(Ni)(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

HNO₃(k), H₂SO₄(k): на холоде пассивируются, при нагревании: Fe + 6HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O; Co(Ni) + 4HNO₃ = Co(Ni)(NO₃)₂ + 3NO₂ + 2H₂O

3. Взаимодействие с щелочами – не реагируют

4. Коррозия железа: 4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃; Fe³⁺ + 3e = Fe (E = -0,12); Cu²⁺ + 2e = Cu (E = 0,31) Cu – окислитель, поэтому он усиливает коррозию, Zn²⁺ + 2e = Zn (E = 0,76) Zn – восстановитель, поэтому он ослабляет коррозию.

5. Железо – металл средней химической активности (во влажном воздухе легко окисляется). Кобальт несколько уступает железу (устойчив в обычных условиях, с O2 реагирует при 300 градусах цельсия). Никель еще менее активен (реакция с О2 при 500 градусах).

6. Соединения со +2.

Оксиды ЭО – тугоплавкие, не растворимы в воде и щелочах, но реагируют с кислотами проявляя основные свойства: ЭО + 2Н⁺ = Э²⁺ + H₂

Гидроксиды Э(ОН)₂ получают: M²⁺ + 2OH^- = M(OH)₂ это не очень слабые электролиты, их соли слабо гидролизуются, они проявляют основные свойства в реакциях нейтрализации с кислотами. Восстановительная способность от железа к никелю уменьшается: Fe(OH)₂(белый) + O₂ (воздуха) = Fe(OH)₃ (бурый); Co(OH)₂ (розовый) + H₂O₂ = Co(OH)₃ (бурый);

Ni(OH)₂ (зеленый) + Br₂ + OH^- = Ni(OH)₃ (черный).

Соединения со +3.

Fe(OH)₃. Основные свойства: Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O; кислотные свойства: Fe(OH)₃ + xOH^- = [Fe(OH)₃+x]^-x+3 (условия: нагревание, концентрир. Щелочь) в нейтральных растворах соли железа (3) гидролизуются в заметной степени (окраска становится желто-коричневой) соединения Fe(III) проявляют окислительные свойства.

Оксид FeО – тугоплавкий, нерастворим в воде и щелочах, но реагирует с кислотами проявляя основные свойства: FeО + 2Н⁺ = Fe²⁺ + H₂

Гидроксиды Fe(ОН)₂ получают: Fe²⁺ + 2OН^- = Fe(OH)₂ это не очень слабый электролит, его соли слабо гидролизуются; он проявляют основные свойства в реакциях нейтрализации с кислотами

32. Железо. Строение атома и проявляемые степени окисления. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды железа. Коррозия. Соли железа(II) и железа(III). Гидролиз солей. Комплексы железа. Биологическая роль железа

Fe 3d⁶ 4s²

1. Устойчивые степени окисления: Fe – (+2), +3, (+6). Сравнивая электродные потенциалы перехода из со +3 в со +2 у Fe (0,72) и Co (1,92) делаем вывод, что Fe(III) более устойчив, чем Fe(II).

2. Взаимодействие с кислотами

HCl, H₂SO₄ (разб): M + 2H⁺ = M2⁺ + H₂

HNO₃ (разб 30%): Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O; HNO₃(k), H₂SO4(k): на холоде пассивируются, при нагревании: Fe + 6HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O; Взаимодействие с щелочами – не реагируют

3. Коррозия — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. Железо – металл средней химической активности (во влажном воздухе легко окисляется): 4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃; Fe³⁺ + 3e = Fe (E = -0,12); Cu²⁺ + 2e = Cu (E = 0,31) Cu – окислитель, поэтому он усиливает коррозию, Zn²⁺ + 2e = Zn (E = 0,76) Zn – восстановитель, поэтому он ослабляет коррозию.

4. Соединения со +2.

Оксид FeО – тугоплавкий, нерастворим в воде и щелочах, но реагирует с кислотами проявляя основные свойства: FeО + 2Н⁺ = Fe²⁺ + H₂

Гидроксиды Fe(ОН)₂ получают: Fe²⁺ + 2OH^- = Fe(OH)₂ это не очень слабый электролит, его соли слабо гидролизуются; он проявляют основные свойства в реакциях нейтрализации с кислотами. Восстановительная способность от железа к никелю уменьшается: Fe(OH)₂(белый) + O₂ (воздуха) = Fe(OH)₃ (бурый); Co(OH)₂ (розовый) + H₂O₂ = Co(OH)₃ (бурый); Ni(OH)₂ (зеленый) + Br₂ + OH^- = Ni(OH)₃ (черный).

Соединения со +3.

Fe(OH)₃. Основные свойства: Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O; кислотные свойства: Fe(OH)₃ + xOH^- = [Fe(OH)₃+x]^-x+3 (условия: нагревание, концентрир. Щелочь) соединения Fe(III) проявляют окислительные свойства.

5. в нейтральных растворах соли железа (3) гидролизуются в заметной степени (окраска становится желто-коричневой)

6. Биологическая роль: железо присутствует в организмах всех растений и животных как микроэлемент, то есть в очень малых количествах (в среднем около 0,02%). Большая часть его является главным действующим элементом гемоглобина крови(участие в транспорте кислорода), остальное входит в состав ферментов других клеток, катализируя процессы дыхания в клетках. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).

33. Координационные соединения железа, кобальта и никеля. Влияние комплексообразования на устойчивость степени окисления +3 у кобальта и железа. Свойства иона железа(II) в составе соли Мора и гексацианоферрата(II) калия (на примере обменных и окислительно-восстановительных реакций).

Для железа (II) наиболее типично корд. число 6 (октаэдрическое строение). В водных растворах существуют катионные аквакомплексы. При выпаривании из водных растворов обычно образуются кристаллогидраты, например, Соль мора: (NH₄)₂Fe(SO₄)₂*6H₂O. Производные анионных комплексов Fe(II) – ферраты в большинстве малостойкие и напоминают двойные соли. Наиболее устойчив цианидный комплекс [Fe(CN)₆]^4-. Желтая кровяная соль K₄[Fe(CN)₆] используют для обнаружения Fe³⁺: FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + 3KCl. Получившееся вещество – берлинская лазурь.

Корд.число Fe(III) равно 6 и 4 (октаэдрич. и тетраэдрич. Строение). Анионные комплексы Fe(III) устойчивее и легче образуются, чем таковые для Fe(II). Так, свежеполученный Fe(OH)3 заметно растворяется в концентрированных щелочах образуя гексагидроксоферраты типа M₃[Fe(OH)₆] . Особо устойчив гексацианоферрат (III) – ион [Fe(CN)₆]^3-. Наибольшее значение из цианоферратов (III) имеет K₃[Fe(CN)₆] – красная кровяная соль. Она в частности является реактивом на ионы Fe²⁺, дает с ними интенсивно-синий гексацианоферрат (III) калия-железа (II) (турнбуллева синь): FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + 2KCl, как показали исследования, турнбуллева синь и берлинская лазурь полностью идентичны, их кристаллы образованы полиядерными ионами [Fe₂(CN)₆]^- и ионами K⁺.

У Co ⁺² устойчивые коодринац. Числа 6 и 4. Из катионных комплексов наиболее характерны ярко-розовые аквакомплексы [Co(H₂O)₆]²⁺. Анионные комплексы Co (II) обычно тетраэдрические, окрашены в синий и фиолетовый цвета. образуются при взаимодействии соответствующих соединений Co с однотипными оснОвными соединениями. большинство производных таких комплексов по устойчивости относятся к двойным солям. В СО ⁺³ для Co характерны многочисленные катионные, анионные и нейтральные комплексы с корд.числом 6. Аквакомплексы нестабильны, так как являются сильными окислителями.

Большинство комплексов никеля (II) имеет октаэдрическое строение. Устойчивыми являются аква- и аминокомплексы. За счет последних гидроксид никеля может растворяться в присутствии аммиака и солей аммония: Ni(OH)₂ + 6NH₃ = [Ni(NH₃)₆](OH)₂

Влияние комплексообразования на устойчивость степени окисления +3 у железа и кобальта. Гидратированный ион Co ³⁺ является очень сильным окислителем, способным окислять хлорид-ионы до хлора, а воду до кислорода. А Co³⁺ в составе аммиачного комплекса не проявляет сколько-нибудь заметных окислительных свойств. Это связано с тем, что молекулы NH₃ образуют с ионами Co³⁺ гораздо более устойчивые комплексы, чем с Co²⁺, то есть комплексообразование стабилизирует у кобальта степень окисления +3. Поэтому электродный потенциал полуреакции с участием комплексных ионов оказывается меньше электродного потенциала для аквакомплексов: [Co(H₂O)₆]³⁺ + у = [Co(H₂O)₆]²⁺ E= +1,92; [Co(NH₃)₆]³⁺ + e= [Co(NH₃)₆]²⁺ E=+0,08. Точно также цианидный комплекс [Fe(CN)₆]^3- устойчивее комплекса [Fe(CN)₆]^4-, электродный потенциал реакции [Fe(CN)₆]^3- + e = [Fe(CN)₆]^4- E=0,36 меньше чем электродный потенциал простых катионов 0,77. Поэтому железо (II) в ставе гексацианоферрата легко окисляется иодом (Е=0,54), тогда как отрицательная разность электродных потенциалов аналогичной реакции с гидратированным ионом железа 2+ свидетельствует о смещении равновесия влево.

34. Металлы 11 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Свойства солей меди и серебра (растворимость, гидролиз). Комплексные соединения металлов 11 группы. Биологическая роль меди.

Cu, Ag, Au (n-1)d¹⁰ ns¹(должно быть 9 электронов, но 10 более устойчиво, поэтому происходит переход)

1. Свойства: радиус растет (у Ag и Au равны), энергия ионизации растет. Характерные степени окисления: у меди +2 (+1), у золота +3(+1), у серебра +1. Элементы могут образовывать как катионные так и анионные комплексы. По мере повышения со. тенденция к образованию анионных комплексов возрастает. Все растворимые соединения ядовиты.

2. Простые вещества. Медь, серебро и золото – металлы красного, белого и желтого цветов. T плавления растет в ряду Ag-Au-Cu, а кипения – Ag-Cu-Au. Химическая активность невелика и убывает с ростом порядкового номера (об этом свидетельствуют энергии гиббса образования их бинарных соединений). Легче всего реагируют с галогенами (Cu при обычной t, остальные при нагревании). С кислородом непосредственно реагирует только медь (CuO, Cu2O), с серой Cu и Ag.

3. Взаимодействие с кислотами:

HCl, H₂SO₄ (разб) не реагируют

HNO₃ (разб и конц), H₂SO₄ (конц) при нагревании: 3Cu + 8HNO₃ (разб) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O; Cu(Ag) + 2HNO₃ (конц) = Cu(Ag)(NO₃)₃ + NO₂ + H₂O

4. Взаимодействие с комплексообразователями

Сl^-: Au + HNO₃ + 4HCl = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

CN^-: 4Au(Cu,Ag) + 8NaCN + 2H₂O + O₂ = 4Na[Au(Cu,Ag)(CN)₂] + 4NaOH

NH₃: 2Cu + 8NH₃ + 2H₂O + O₂ = 2[Cu(NH₃)₄](OH)₂

5. Соединения Cu

СО +1. Cu₂O, Cu₂S, растворимость в ряду CuCl, CuBr, CuI уменьшается, а устойчивость увеличивается.

СО +2. Соединения проявляют кислотные: CuO(Cu(OH)₂) + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O; и основные свойства: Cu(OH)₂ + 2OH^-(конц) = [Cu(OH)₄]^2-. Значит Cu(OH)₂ амфотерен с преобладанием основных свойств. Растворимые соли меди(2) гидролизуются (CuCl₂, CuBr₂, CuSO₄, Cu(NO₃)₂). СuS, CuCO₃, Cu₃(PO₄)₂ – нерастворимы, CuI₂ – не существует.

Соединения Ag

CO +1. Ag₂O – не растворим. Гидроксид не существует: 2AgNO₃ + 2KOH = Ag₂O + 2HNO₃ + H₂O. Кислотные свойства: Ag₂O + 2HNO₃ (разб) = 2AgNO₃ + H₂O; основные свойства: Ag₂O + 2OH^- = 2[Ag(OH)₂]^-. Серебро способно образовывать и катионные комплексы: Ag₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Ag(NH₃)₂]⁺ + 2OH^- . Соли серебра не гидролизуются, плохо растворимы (кроме AgF, AgNO₃)

6. Биологическая роль: Медь является необходимым элементом для всех высших растений и животных. Медь встречается в большом количестве ферментов. В крови большинства моллюсков и членистоногих медь используется вместо железа для транспорта кислорода. Некоторые соединения меди могут быть токсичны при превышении ПДК в пище и воде.

35. Металлы 12 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли цинка, кадмия и ртути, их особенности. Экологическая роль кадмия и ртути.

Zn, Cd, Hg (n-1)d¹⁰ ns²

Т.к. завершена d орбиталь, они отличаются от остальных d-элементов и похожи на p-элементы больших периодов.

1. Свойства: радиус растет вниз, энергия ионизации растет, устойчивые степени окисления: +2 (у Hg еще и +1). Электроны с d-орбиталей способны к участию в донорно-акцепторном взаимодействии. При этом в ряду донорная способность возрастает. Поэтому их ионы проявляют ярко выраженную тенденцию к образованию комплексных соединений.

Высокая устойчивость 6s²-электронной пары накладывает отпечаток на все свойства ртути и обуславливает ее существенное отличие от цинка и кадмия. В частности, в противоположность соединениям Zn и Cd большинство соединений ртути мало устойчивы. Далее, в отличие от цинка и кадмия для ртути характерны производные радикала Hg₂²⁺(в нем атомы соединены ковалентной связью). В этих производных со ртути +1.

2. Простые вещества: в виде простых веществ это серебристо-белые металлы. Но во влажном воздухе постепенно покрываются пленками оксидов и теряют блеск. Все три достаточно легкоплавки. Свойства: t плавления уменьшается, t кипения уменьшается. По химической активности уступают щелочно-земельным металлам. При этом с ростом атомной массы химич. Активность снижается.

3. Взаимодействие с кислотами

HCl, H₂SO₄(разб): Zn(Cd) + 2H⁺ = Zn(Cd)²⁺ + H₂; Hg – не реагирует

HNO₃ (конц), H₂SO₄ (конц): Zn + H₂SO₄ = Zn²⁺ + S; Zn + HNO₃ = Zn²⁺ + NH₃; Hg + H₂SO₄ = Hg²⁺ + SO₂; Hg + HNO₃(конц) = Hg²⁺ + NO; 6Hg + 8HNO₃(разб) = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4. взаимодействие с щелочами: Zn + 2OH^- + 2H₂O = [Zn(OH)₄]^2- + H₂

5. соединения

Zn: ZnO, Zn(OH)₂ – амфотерные соединения: основные - (ZnO)Zn(OH)₂ + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O; кислотные – (ZnO)Zn(OH)₂ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2-

Cd: CdO, Cd(OH)₂ – более оснОвные: (CdO)Cd(OH)₂ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2-

Hg: HgO, Hg₂О– проявляют только основные свойства, гидроксидов не существует. Hg₂Cl₂ – каломель, HgCl₂ – сулема.

6. экологическая роль

Кадмий: кадмий, и все его соединения токсичны, что связано, в частности, с его способностью связывать серосодержащие ферменты и аминокислоты. Кадмий —способен накапливаться в организме. Растворимые соединения кадмия после всасывания в кровь поражают центральную нервную систему, печень и почки, нарушают фосфорно-кальциевый обмен. Хроническое отравление приводит к анемии и разрушению костей.

Ртуть: Хлорид ртути (I), который называется каломель, используется в пиротехнике, а также в качестве фунгицида. В ряде стран каломель используется в качестве слабительного. Токсическое действие каломели проявляется особенно тогда, когда после приема её внутрь не наступает слабительное действие и организм долгое время не освобождается от этого препарата. Хлорид ртути (II), который называется сулема, является очень токсичным. Сулема применялась в медицине как дезинфицирующее средство, в технике она используется для обработки дерева, получения некоторых видов чернил, травления и чернения стали. Пары ртути, а также металлическая ртуть очень ядовиты, могут вызвать тяжёлое отравление. Ртуть и её соединения (сулема, каломель, цианид ртути) поражают нервную систему, печень, почки, желудочно-кишечный тракт, при вдыхании - дыхательные пути (а проникновение ртути в организм чаще происходит именно при вдыхании её паров, не имеющих запаха). По классу опасности ртуть относится к первому классу (чрезвычайно опасное химическое вещество). Опасный загрязнитель окружающей среды, особенно опасны выбросы в воду, поскольку в результате деятельности населяющих дно микроорганизмов происходит образованием растворимой в воде и токсичной метилртути.

Цинк, кадмий и ртуть в степени окисления +2 образуют галогениды, а также другие соли, например нитраты, сульфаты, перхлораты, ацетаты, сульфиды. Хлорид, бромид, йодид, сульфат и нитат цинка хорошо растворяются в воде, их растворы имеют слаокислую среду. Мало растворимы фторид, карбонат, фосфат и сульфид цинка. Галогениды кадмия в отличии от галогенидов цинка в водной среде диссоциируют не полностью. Нитрат, перхлорат и сульфат полностью распадаются на ионы. Соли кадмия гидролизуются слабее солей цинка, т.к. гидроксид кадмия - более сильное основание. Из числа хорошо растворимых солей ртути только перхлорат полностью распадается в растворах на ионы (раствор имеет кислую среду). Исключительно малорастворим HgS, поэтому он осаждается сероводородом и не растворяется в серной кислоте. При действии восстановителей растворимые соединения ртути (2) переходят в растворимые соединения ртути (1).