- •39.Вода. Строение молекулы воды. Ассоциация молекул воды. Вода как растворитель. Электролитическая диссоциация воды. Химические свойства воды. Аквокомплексы и кристаллогидраты.
- •40.Пероксид водорода, его получение и химические свойства. Пероксид водорода как окислитель и восстановитель.
- •41. Литий. Получение металлического лития, его химические свойства. Отношение к кислотам, воде и различным окислителям. Соединения с кислородом, азотом и водородом – получение и химические свойства.
- •42.Натрий, калий, рубидий, цезий. Получение металлов в свободном состоянии, их химические свойства. Отношение к кислотам, воде.
- •43.Соединения натрия, калия, рубидия и цезия с кислородом – оксиды, пероксиды, химические свойства.
- •44.Гидриды и гидроксиды натрия, калия, рубидия и цезия. Их получение и химические свойства. Важнейшие соли: галогениды, нитраты, карбонаты и гидрокарбонаты, химические свойства.
- •45.Медь, серебро, золото. Положение металлов в электрохимическом ряду напряжения. Химические свойства металлов, отношение к кислотам и щелочам, различным окислителям
- •46.Соединения меди (I) и меди (II), их химические свойства.
- •48.Соединения золота(I) и (III), их химические свойства. Комплексные кислоты золота(III). Цианидные комплексы золота(I).
- •49.Бериллий. Химические свойства бериллия, отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям. Оксид и гидроксид бериллия и их свойства. Акво-и гидроксо комплексы бериллия (II).
- •50.Магний. Отношение магния к кислотам, щелочам, различным окислителям. Оксид и гидроксид магния, их свойства. Растворение гидроксида магния в солях аммония.
- •Фосфат стронция
- •52. Цинк, кадмий, ртуть. Положение металлов в электрохимическом ряду напряжения. Химические свойства. Отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям.
- •54.Бор. Химические свойства. Отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям. Бораны (соединения бора с водородом). Борная и полиборные кислоты, их соли. Мета- , орто-, тетра- бораты.
- •56. Кремний и его химические свойства. Отношение кремния к кислотам, щелочам, различным окислителям. Оксид кремния (IV). Кремневые кислоты и силикаты. Гексафторокремневая кислота.
- •88.Бром, иод. Химические свойства. Растворимость брома и иода в воде и органических растворителях. Поведение брома и иода в воде и щелочных растворах, константы равновесия.
- •89.Бромоводород, бромоводородная кислота, бромиды.
45.Медь, серебро, золото. Положение металлов в электрохимическом ряду напряжения. Химические свойства металлов, отношение к кислотам и щелочам, различным окислителям
Медь, серебро, золото-неактивные металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после водорода.
С водой и щелочами не реагируют
Сu |
|
2Cu + O2 = 2CuO Cu + Cl2 = CuCl2 Cu + Br2 = CuBr2 Cu + F2 = CuF2 Cu + S = CuS |
Cu + соль менее активного металла Cu + HgSO4 = CuSO4 + Hg Cu + FeCl2 = не реагирует Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2 2Cu + 2NO (t) = 2CuO + N2 Cu + N2O (t) = CuO + N2 4Cu + 2NO2 (t) = 4CuO + N2 |
Cu + кислота Cu + кислота-НЕокислитель = не реагирует Cu + H2SO4 (разб) = не реагирует Cu + 2H2SO4 (конц) = CuSO4 + 2H2O + SO2 3Cu + 8HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 |
|
Ag |
|
2Ag + S (t) = Ag2S 2Ag + Br2 (t) = 2AgBr Ag + O2 = не реагирует 2Ag + Cl2 (t) = 2AgCl 2Ag + F2 (t) = 2AgF |
Ag + соль менее активного металла Ag + HgSO4 = не реагирует Ag + FeCl2 = не реагирует 2Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O |
Ag + кислота-НЕокислитель = не реагирует Ag + H2SO4 (разб) = не реагирует 2Ag + 2H2SO4 (конц) = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O 3Ag + 4HNO3 (разб) = 3AgNO3 + NO + 2H2O Ag + 2HNO3 (конц) = AgNO3 + NO2 + H2O |
|
Au |
|
Не растворяется даже в растворах кислот-окислителей! растворяется в царской водке HNO3 + 3HCl |
|
46.Соединения меди (I) и меди (II), их химические свойства.
Cu+1С. О. у меди - неустойчивое, аквакомплексы нет |
Cu2SO4 → Cu↓ + CuSO4 Cu2O + H2SO4 = Cu + CuSO4 + H2O Cu2O + 2HCl = 2CuCl↓ + H2O |
Cu2Oамфотерный,оранжевый/красный. В воде не растворяется, но 2Cu2O + 4H2O + O2 = 4Cu(OH)2 |
Cu2O + 2NaOH + H2O =2Na[Cu(OH)2]; Cu2O + Na2O = 2NaCuO2
|
CuOH –неустойчивое основание желтого цвета Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]+ + 2OH-. CuCl, CuBr, CuJ, CuCN – нераств в воде кристаллы белого цвета CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl Комплексные частицы могут быть разрушены с повторным выпадением осадка. NH3 + H+ = NH4+: 2[Cu(NH3)2]Cl + Na2S = Cu2S↓ + 2NaCl + 4NH3↑;
|
RCOH + 2Cu (OH)2 = RCOOH + 2CuOH↓ +H2O RCOH + 2Cu (OH)2 = RCOOH + Cu2O↓ + 2H2O CuCl + HCl = H[CuCl2] Cu2O + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2O CuJ + KJ = K[CuJ2] [Cu(NH3)2]Cl + 2HCl = CuCl↓ + 2NH4Cl окисляться кислородом воздуха: 4CuCl + O2 + 2H2O = 4Cu(OH)Cl, белый осадок становится голубым |
Cu+2. В водном растворе образуются аквакомплексы: [Cu(H2O)4]2+ или [Cu(H2O)6]2+. Аквакомплексы придают растворам соединений меди (II) голубой цвет. 2CuCl2 + 2K2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3↓ + CO2↑ + 4KCl |
CuO. черного цвета, основный оксид с примесью амфотерности, сплавления с оксидами щелочных металлов: Na2O + Cu2O = 2NaCuO. При нагревании: 4CuO = 2Cu2O + O2↑ |
Cu(OH)2 –нерастворимое основание голубого цвета, также имеет признаки амфотерности, реагирует с концентрированными щелочами и сплавляется с оксидами щелочных металлов. Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4] При разбавлении водой разрушается: Na2[Cu(OH)4] + (H2O) = Cu(OH)2↓ + 2NaOH. Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 CuCl2 безводный желтый цвет CuS: CuCl2 + K2S = 2KCl + CuS↓ CuCO3:(CuOH)2CO3 + CO2 = 2CuCO3 + H2O↑. Cu(OOCCH3)2.H2O. - ярь-медянка и используется для приготовления зеленых красок |
Cu2+ - сильный окислитель 2CuSO4 + 4KJ = 2K2SO4 + 2KJ + J2↑ 2Cu(NO3)2 + 4KCN = 2CuCN↓ + (CN)2↑ + 4KNO3 Cu(NO3)2 + 6KCN = 2K[Cu(CN)2] + (CN)2↑ + 4KNO3 CuCl2 + Na2SO3 + H2O = 2CuCl↓ + Na2SO4 + 2HCl, 2CuCl2 + SO2 + 2H2SO4 = 2H[CuCl2] + H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O = Cu↓ + 2H2SO4 Cu2SO4 = Cu↓ + CuSO4. CuO + NH3 = Cu + N2↑ + H2O(при нагревании) 2CuSO4 + 2NH2OH + 4NaOH = Cu2O↓ + N2↑ + 2Na2SO4 + 5H2O |
47.Соединения серебра(I) и (II) и их химические свойства. Малорастворимые соединения серебра(I). Комплексные соединения серебра(I). Взаимодействие галогенидов серебра(I) с растворами аммиака, карбоната аммония, тиосульфата натрия.
Ag⁺1 |
|
Ag2O: основный оксид, основные свойства, реагирует с кислотами, разлагается при t 2Ag2O (t) = 4Ag + O2 Ag2O + 4NH3⋅H2O = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O Ag2O +2HF=2AgF+H2O Ag2O +2HCl=2AgCl+H2O Ag2O +2HNO3=2AgNO3+H2O Ag2O +CO2=Ag2CO3 AgOH: основание, основные с-ва, разлагается при комнатной t 2NaOH + 2AgNO3 = 2NaNO3 + Ag2O + H2O 2AgOH = Ag2O + H2O (комнатная t) AgCl + 2NH3⋅H2O = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O |
4AgO+2H2SO4=2Ag2SO4+O2+2H2O 4AgF2+2H2O=4AgF+4HF+O2 Гидроксиды серебра(2) не существуют Галогениды серебра-малорастворимые соединения. Исключение AgF. AgCl, AgBr и AgI выпадают в осадок при введении в раствор, содержащий ионы Ag⁺ Ионы серебра образуют прочные комплексы. AgCl + 2NH4OH = Ag(NH3)2+ + Сl⁻ + 2H2O. 2AgCl + (NH4)2CO3 + H2O → 2[Ag(H2O)(NH3)]Cl + CO2 AgCl + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl
|
AgNO3+NaX=AgX+NaNO3(X=Cl,Br,I) 2Ag++S2-=Ag2S 4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O
|
Комплексные соединения серебра • Координационное число - 2 линейное строение • Аммиачные комплексы серебра легко образуются при добавлении раствора аммиака к оксиду или хлориду серебра • Комплексы восстанавливаются в растворах с образованием чистого серебра • Цианистые соединения серебра - [Ag(CN)2] легко разлагаются электрическим током с образованием мелкокристаллического серебра |