20. Алюминий. Строение атомов и степени окисления. Оксид и гидроксид. Закончите уравнение реакции и напишите его в ионной форме:

Al(OH)₃ + KOH 2 H₂O + KAlO₂

Al: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹. Атомы алюминия в соединениях имеют степени окисления 3, 1.

Оксид алюминия, Al₂O₃: твердое, тугоплавкое вещество белого цвета. Кристаллический Al₂O₃ химически пассивен, аморфный - более активен. Медленно реагирует с кислотами и щелочами в растворе, проявляя амфотерные свойства: Al₂O₃ + 6НСl(конц.) = 2АlСl₃ + ЗН₂О       Al₂O₃ + 2NаОН(конц.) + 3Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] (в расплаве щелочи образуется NaAlO₂). Гидроксид алюминия, Al(OH)₃: белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Практически не растворим в воде. При нагревании ступенчато разлагается. Проявляет амфотерные, равно выраженные кислотные и основные свойства. При сплавлении с NaOH образуется NaAlO₂. Для получения осадка Аl(ОН)₃ щелочь обычно не используют (из-за легкости перехода осадка в раствор), а действуют на соли алюминия раствором аммиака - при комнатной температуре образуется Аl(ОН)₃

21. Подгруппа германия. Строение атомов и степени окисления. Оксиды и гидроксиды. Полупроводниковые свойства германия и его применение. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:

Pb Pb(NO₃)₂ Pb(OH)₂ K₂[Pb(OH)₄]

Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Pb(NO3)2 + 2NaOH = Pb(OH)2 + 2NaNO3

H₂O + 2 KOH + PbO → K₂[Pb(OH)₄]

Ge: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2. Атомы германия в соединениях имеют степени окисления 4, 3, 2, 1.

Оксид германия(II), GeO, серо-чёрн., слабо раств. в-во, при нагревании диспропорционирует: 2GeO = Ge + GeO₂ Гидроксид германия(II) Ge(OH)₂, крас.-оранж. крист., Оксид германия(IV), GeO₂, бел. крист., амфотерн., получают гидролизом хлорида, сульфида, гидрида германия, или реакцией германия с азотной кислотой. Гидроксид германия(IV), (германиевая кислота), H₂GeO₃, слаб. неуст. двухосн. к-та, соли германаты, напр. германат натрия, Na₂GeO₃, бел. крист., раств. в воде; гигроскопичен. Существуют также гексагидроксогерманаты Na₂[Ge(OH)₆] (орто-германаты), и полигерманаты

Применение:

Важнейший полупроводниковый материал, основные направления применения: оптика, радиоэлектроника, ядерная физика.

22. Хром. Строение атома и степени окисления. Оксиды, гидроксиды, кислоты. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления элемента. Применение соединений хрома в текстильной и легкой промышленности. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в реакции:

Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃ 2K₂CrO₄ + KCl + 2H₂O

Cl^V + 6 e^- → Cl^-I (восстановле́ние)

2 Cr^III - 6 e^- → 2 Cr^VI (окисление)

Cr: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵. Атомы хрома в соединениях имеют степени окисления 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3, -4.

Степень окисления +2 - основный оксид CrO (чёрный), гидроксид Cr(OH)₂ (желтый). Соли хрома(II) (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей хрома(III) цинком в кислой среде. Очень сильные восстановители, медленно окисляются водой с выделением водорода.

Степень окисления +3 - наиболее устойчивая степень окисления хрома, ей соответствуют: амфотерный оксид Cr₂O₃ и гидроксид Cr(OH)₃ (оба - серо-зелёного цвета), соли хрома(III) - серо-зеленого или фиолетового цвета, хромиты MCrO2, которые получаются при сплавлении оксида хрома со щелочами, тетра- и гексагидроксохроматы(III) получаемые при растворении гидроксида хрома(III) в растворах щелочей (зеленого цвета), многочисленные комплексные соединения хрома.

Степень окисления +6 - вторая характерная степень окисления хрома, ей отвечают соответствует кислотный оксид хрома(VI) CrO₃ (красные кристаллы, растворяется в воде, образуя хромовые кислоты), хромовая H₂CrO₄, дихромовая H₂Cr₂O₇ и полихромовые кислоты, соответствующие соли: желтые хроматы и оранжевые дихроматы. Соединения хрома(VI) сильные окислители, особенно в кислой среде, восстанавливаются до соединений хрома(III) В водном растворе хроматы переходят в дихроматы при изменении кислотности среды: 2CrO₄^2- + 2H⁺ <=> Cr₂O₇^2- + H₂O, что сопровождается изменением окраски.

Применение

Хром, в виде феррохрома используется при производстве легированных видов стали (в частности, нержавеющих), и других сплавов. Сплавы хрома: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности, сплав с никелем (нихром) - для производства нагревательных элементов. Большие количества хрома используются в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование).

23. Марганец. Строение атома и степени окисления. Оксиды, гидроксиды, кислоты. Зависимость свойств соединений от степени окисления марганца. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в реакции:

2KMnO₄ K₂MnO₄ + O₂ + MnO₂

Mn^VII + e^- → Mn^VI (восстановле́ние)

Mn^VII + 3 e^- → Mn^IV (восстановле́ние)

2 O^-II - 4 e^- → 2 O⁰ (окисление)

Mn: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁵. Атомы марганца в соединениях имеют степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3.

Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны). Так существуют оксиды: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, MnO₃ (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn₂O₇. Оксид марганца(II), MnO - порошок серо-зеленого цвета; обладает основными свойствами. нерастворим в воде и щелочах, хорошо растворим в кислотах. Оксид марганца(IV), MnO₂ - черно-бурого цвета, соответствующий гидрооксид Мn(ОН)₄ - темно-бурого цвета. Оба соединения в воде нерастворимы, оба амфотерны с небольшим преобладанием кислотной функции. Оксид марганца(VII), Mn₂O₇ в обычных условиях жидкое вещество, очень неустойчивое. Марганцевая кислота, HMnO₄, - очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20%. Перманганаты, - соли марганцевой кислоты, сильные окислители. Например, перманаганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. При нагревании разлагается: 2KMnO₄   K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂. Манганаты, соли нестойкой марганцоватой кислоты H₂MnO₄, зеленого цвета, образуются при восстановлении перманганата в щелочной среде или при сплавлении оксида марганца(IV) со щелочью в присутствии окислителей: 2MnO₂ + O₂ + 4KOH   2K₂MnO₄ + 2H₂O Нестойки, в растворах постепенно диспропорционируют (при подкислении - быстро): 3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

24. Железо. Строение атома и степени окисления. Получение и применение. Оксиды, гидроксиды и соли: зависимость свойств соединений от степени окисления железа. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:

Fe Fe(NO₃)₂ Fe(OH)₂ Fe(OH)₃

Fe + 2AgNO3 = Fe(NO3)2 + 2Ag

Fe(NO3)2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaNO3

2Fe(OH)2 + H2O2 = 2Fe(OH)3

Fe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶. Атомы железа в соединениях имеют степени окисления 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2.

Наиболее распространённым промышленным способом получения железа является доменный процесс, в основе которого восстановление оксидом углерода(II): Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂↑

Применение

- Железо является основным компонентом сталей и чугунов - важнейших конструкционных материалов. - Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов - например, никелевых. - Железо применяется в качестве анода в железо-никелевых аккумуляторах, железо-воздушных аккумуляторах.

Степень окисления +2 - основный оксид FeO (чёрный), гидроксид Fe(OH)₂ (зеленый). Соли железа(II) (бледно-зеленого цвета), образуют кристаллогидраты (напр. железный купорос, FeSO₄*7H₂O), легко окисляются кислородом до соединений железа(III).

Степень окисления +3 - наиболее устойчивая степень окисления железа, ей соответствуют: оксид Fe₂O₃ и гидроксид Fe(OH)₃ (оба - коричневого цвета), соли железа(III) - (образуют кристаллогидраты, в растворах сильно гидролизованы). Т.к. оксид железа(III) проявляет слабые основные свойства, он частично растворим в конц. щелочах, а при сплавлении со щелочами образует соотв. соли - ферриты: Fe₂O₃ + 2NaOH = 2NaFeO2 + H₂O↑ При растворении ферриты нацело гидролизуются. Смешаный оксид, Fe₃O₄ или FeO*Fe₂O₃, ("железная окалина") можно рассматривать также как феррит железа(II): Fe(FeO₂)₂. При взаимодействии его с растворами кислот образуется смесь солей железа (II) и (III).

Для железа в степени окисления +2 и +3 характерно образование многочисленных комплексных соединений, например таких как гексацианоферрат(II) калия K₄[Fe(CN)₆] ("желтая кровяная соль") и гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] ("красная кровяная соль"). При взаимодействии ионов Fe³⁺ и [Fe(CN)6]^4- выпадает ярко-синий осадок гексацианоферрата(II) калия-железа(III) (берлинская лазурь): FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]↓ + 3KCl. Это качественная реакция для обнаружения ионов Fe³⁺. Аналогичная реакция используется для открытия ионов железа(II): FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]↓ + 2KCl; ("турнбулева синь").

Степень окисления +6 - Ферраты - соли не существующей в свободном виде железной кислоты H₂FeO₄. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости - сульфаты. Ферраты - сильные окислители. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)₃ в щелочи: 2Fe(OH)₃ + 3Cl₂ + 10KOH = 2K₂FeO₄ + 6KCl + 8H₂O

25. Железо, кобальт, никель. Строение атомов и степени окисления. Отношение к кислотам. Оксиды и гидроксиды. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:

Co Co(NO₃)₂ Co(OH)₂ CoOHCl

3Co + 8HNO3 = 3Co(NO₃)₂ + 2NO2 + 4H2O

Co(NO3)2 + 2NaOH = Co(OH)2 + 2NaNO3

Co(OH)₂ + CoCl₂ → 2Co(OH)Cl

Реакции с кислотами

Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.

Fe + HCl = FeCl₂ + H₂↑

На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными серной и азотной кислотами.

Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑

Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.

Оксид кобальта(II), CoO - амфотерный оксид, вытесняет аммиак из теплых растворов солей аммония; при сплавлении с избытком щелочи образуются кобальтиты ярко-синего цвета, в растворах - гидроксокобальтаты. Гидроксид кобальта(II) Co(OH)₂,- существует в двух модификациях, слабо растворим в воде, растворяется в теплых концентрированных растворах щелочей, минеральных кислотах и большинстве органических кислот. Co(OH)₂ катализирует окисление сульфита натрия кислородом воздуха.

В соединениях кобальт проявляет степень окисления +3, +2, 0. Оксид никеля(II), NiO - твердое вещество от светло- до тёмно-зелёного или чёрного цвета. Преобладают основные свойства, водородом и другими восстановителями восстанавливается до металла. Гидроксид никеля(II), Ni(OH)₂ - зеленого цвета, мало растворим в воде, и щелочах, хорошо во многих кислотах, преобладают основные свойства. При нагревании разлагается, образуя NiO.