24)Кремний. Общая характеристика соединений. Кварц, его структура и свойства. Кварцевое стекло. Кремниевые кислоты. Силикагель. Растворимое стекло. Отличие химии кремния от углерода обусловлено большими размерами его атома и возможностью использования 3d-орбиталей. Из-за этого связи Si – O - Si, Si - F более прочны, чем у углерода.Для кремния известны оксиды состава SiO и SiO₂.Монооксид кремния существует только в газовой фазе при высоких температурах в инертной атмосфере; он легко окисляется кислородом с образованием более стабильного оксида SiO₂.

2SiO + О₂ ^t 2SiO₂

SiO₂ – кремнезем, имеет несколько кристаллических модификаций. Низкотемпературная – кварц, обладает пьезоэлектрическими свойствами. Природные разновидности кварца: горный хрусталь, топаз, аметист. Разновидности кремнезема – халцедон, опал, агат, песок. Известно большое разнообразие силикатов (точнее оксосиликатов). В строении их общая закономерность: все состоят из тетраэдров SiO₄^4- которые через атом кислорода соединены друг с другом.

Сочетания тетраэдров могут соединяться в цепочки, ленты, сетки и каркасы.

Важные природные силикаты 3MgOH₂O4SiO₂ тальк, 3MgO2H₂O2SiO₂ асбест.

Как и для SiO₂ для силикатов характерно (аморфное) стеклообразное состояние. При управляемой кристаллизации можно получить мелкокристаллическое состояние – ситаллы – материалы повышенной прочности. В природе распространены алюмосиликаты – каркасные ортосиликаты, часть атомов Si заменены на Al, например Na₁₂[(Si,Al)O₄]₁₂.

Наиболее прочный галогенид SiF₄ разлагается только под действием электрического разряда.

Соответствующие SiO₂ кремниевые кислоты не имеют определенного состава, обычно их записывают в виде xH₂O • ySiO₂ – полимерные соединения

Известны:

H₂SiO₃ (H₂OSiO₂) – метакремниевая (не существует реально)

H₄SiO₄ (2H₂OSiO₂) – ортокремниевая (простейшая реально существующая только в растворе)

H₂Si₂O₅ (H₂O2SiO₂) – диметакремниевая.

Кремниевые кислоты – плохо растворимые вещества, для H₄SiO₄ характерно коллоидное состояние, как кислота слабее угольной Силикаты – соли кремневых кислот, в воде нерастворимы, кроме силикатов щелочных металлов.Растворимые силикаты гидролизуются по уравнению

Желеобразные растворы натриевых солей поликремневых кислот называются «жидким стеклом». Широко применяются как силикатный клей и в качестве консерванта древесины.

Сплавлением Na₂CO₃, CaCO₃ и SiO₂ получают стекло, которое является переохлажденным взаимным раствором солей поликремниевых кислот.

Силикат записан как смешанный оксид.Силикаты больше всего используются в строительстве. 1 место в мире по выпуску силикатной продукции – цемент, 2-е – кирпич, 3 – стекло.Строительная керамика – облицовочная плитка, керамические трубы. Для изготовления санитарно-технических изделий – стекло, фарфор, фаянс, глиняная керамика.

25)Германий, олово, свинец. Оксиды, гидроксиды; их получение и свойства. Германаты, станнаты и плюмбаты, их свойства. GeO, SnO – сильные восстановители. Все оксиды и гидроксиды (II) амфотерны, реагируют как с кислотами, так и основаниями.

Диоксиды Ge, Sn получают синтезом из простых веществ. Диоксид свинца в 2 стадии получают. У свинца 2 простых оксида PbO и PbO₂. Рb₂О₃ – смешанный оксид или РbРbО₃ – метаплюмбат свинца (II). Рb₃О₄ (2 PbO • PbO₂ - сурик).

Диоксиды не образуют с водой кислот. Со щелочами дают гидроксокомплексы

(гексагидроксоплюмбат (IV)).

PbO₂ – сильный окислитель.

Pb + О₂  Pb₃О₄ – – красный краситель, свинцовый сурик можно рассматривать как соль Pb₂²⁺(PbO₄) (ортоплюмбат свинца II).

Pb₃O₄ + HNO₃  PbO₂ + Pb(NO₃)₂ + H₂O.

Sn + HCI_конц Sn⁺²CI₂ + H₂

Sn + H₂SO_конц Sn⁺⁴(SO₄)₂ + SO_{2 +}H₂O

Sn + HNO_3разб Sn (NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Sn + HNO_3конц H₂Sn⁺²O₃ + NO₂ + H₂O

^{β -оловянная}

t

Sn + NaOH _конц Na₂Sn⁺²O₂ + H₂O

SnO₂ кислотные свойства

Sn(OH)₄ амфотерный, с преобладанием кислотных, H₂SnO₃ – оловянная кислота (α и β), растворяется в кислотах и щелочах.

H₂SnO₃ + 2NaOH + H₂O Na₂[Sn(OH)₆]

H₂SnO₃ + 4HCI SnCI₄ + 3H₂O

SnCI₄ + 3H₂O H₂SnO₃ + 4HCIдымообразователь, дымит во влажном воздухе.

Ge(OH)₂  Sn(OH)₂  Pb(OH)₂

усиление основных свойств

Ge(OH)₄  Sn(OH)₄  Pb(OH)₄

усиление основных свойств

26)Подгруппа азота. Общая характеристика элементов. Отличие азота и фосфора от других элементов подгруппы.

Главная подгруппа V группы периодической системы Д.И. Менделеева включает пять элементов: типичные p-элементы азот N, фосфор P, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмут Bi. Они имеют общее название пниктогены. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по 5 электронов (конфигурация пs² пp³).В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до 5. Наиболее характерны степени +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3. При переходе от N к Bi радиус атома закономерно возрастает. С увеличением размеров атомов уменьшается энергия ионизации. Это значит, что связь электронов наружного энергетического уровня с ядром у атомов ослабевает, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических свойств в ряду от азота к Bi.

Азот и фосфор – типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приближенно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.Закономерно нарастает от N к Bi ионный радиус, но он много меньше атомного. Это связано с тем, что внешние электроны находятся на значительном расстоянии от ядра по сравнению с предвнешними, и когда атом теряет внешние электроны, переходит в ион, радиус иона соответственно ниже радиуса атома. Плотность закономерно нарастает. У атома азота три неспаренных электрона. Поэтому валентность азота равна трем. Из-за отсутствия у него d-подуровня на внешнем уровне его электроны разъединиться не могут. Однако в результате донорно-акцепторного взаимодействия азот становится четырехвалентным.У атомов фосфора и последующих элементов VА группы имеются свободные орбитали на d-подуровне и переходя в возбужденное состояние будут разъединятся 3s-электроны. В невозбужденном состоянии у всех элементов 5А группы валентность равна 3, а в возбужденном состоянии всех, кроме азота, равна пяти. Элементы этой группы образуют газообразные водородные соединения (гидриды) типа ЭН₃ , в которых степень их окисления -3.

NH₃ аммиак

PH₃ фосфин

AsH₃ арсин

SbH₃ стибин

BiH₃висмутин В кислородных соединениях для элементов VА группы наиболее характерны степени окисления +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.Все элементы VА группы имеют оксиды типа Э₂О₅ и гидроксиды НЭО₃ или Н₃ЭО₄ , которые обладают кислотными свойствами. Кроме того для них характерны оксиды типа Э₂О₃ и соответствующие гидроксиды НЭО₂ или Н₃ЭО₃ , у азота и фосфора они имеют кислотные свойства, у мышьяка и сурьмы – амфотерные, а у висмута проявляют основной характер.

.Группу SbO⁺ называют антимонилом, а соединение SbOCl – хлоридом антимонила. Для фосфора, мышьяка и сурьмы известны пентафториды ЭF₅ , а для фосфора и сурьмы пентахлориды ЭCl₅.Мышьяк и сурьма имеют ряд аллотропных форм. Наиболее устойчивые металлические формы серого (As) и серебристо-белого (Sb) цвета. Это хрупкие вещества, легко превращаемые в порошок. Висмут – металл серебристо-белого цвета с едва заметным розовым оттенком..

Соединения As, Sb, Bi ядовиты. Особо опасны соединения As³⁺ ( AsH₃- арсин). Хотя фосфор является электронным аналогом азота, но наличие в валентном электронном слое атома свободных d - орбиталей делает соединения фосфора не похожими на соединения азота. Различие между соединениями азота и фосфора связано с образованием донорно-акцепторных π-связей между атомами фосфора и донорами электронных пар, особенно кислородом. Поэтому при переходе от N к P прочность связей Э-Н вследствие увеличения размера атома снижается, однако связи Э-О значительно упрочнятся.Образование донорно-акцепторных связей объясняет интенсивное взаимодействие фосфора с кислородом, устойчивость и многообразие кислородных соединений фосфора.Наиболее устойчивая степень окисления +5. В этой степени окисления соединения фосфора не проявляют окислительные свойства из-за ее стабильности, в отличии от азота. Т.к. имеются свободные 3d – орбитали, то по сравнению с азотом валентных возможностей больше и максимальная валентность фосфора может быть 5, редко 6

2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2 = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2.

Гидрометаллургические методы получения меди основаны на селективном растворении медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты или аммиака, из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом:

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4.

Электролизом получают чистую медь:

2CuSO4 + 2H2O 2Cu + O2 + 2H2SO4;

на катоде выделяется медь, на аноде – кислород.

Продолжение 72

71)Оксиды и гидроксиды железа (Ш), кобальта (Ш), никеля (III), способы получения и свойства; соли и комплексные соединения. Соединения железа (VI), ферраты, их свойства. Применение металлов и их соединений.Железо, кобальт и никель в ряду стандартных электродных потенциалов расположены до водорода. Поэтому они распространены в природе в виде соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, карбонаты), в свободном состоянии встречаются редко — в виде железных метеоритов. По распространенности в природе за железом следует никель, а затем кобальт. Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 сходны между собой. В состоянии высших степеней окисления они проявляют окислительные свойства.Железо, кобальт, никель и их сплавы — весьма важные материалы современной техники. Но наибольшее значение имеет железо. На последнем уровне у атомов железа — 2 электрона, на предпоследнем — 14, в том числе 6 сверхоктетных.Железо, отдавая два внешних электрона, проявляет степень окисления +2; отдавая три электрона (два внешних и один сверхоктетный с предпоследнего энергетического уровня), проявляет степень окисления+3: На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавление): Взаимодействуя с галогенами при нагревании, железо всегда образует галогениды железа (III), например:

В разбавленных соляной и серной кислотах железо растворяется, т. е. окисляется ионами водорода: Концентрированные кислоты — окислители (HNO3, H2SO4) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании: При высокой температуре (700-900° С) железо реагирует с парaми воды: Оксид железа (III) Fe2O3 — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III). Гидроксид железа (III) Fe(ОН)3 образуется в виде красно-бурого осадка при действии щелочами на соли железа (III):При действии NCS- на раствор соли железа (III) образуется соединение кроваво-красного цвета — тиоцианат железа (III) Fе(NCS)3: Для обнаружения катиона железа (III) Fe3+ удобно применять сложное (комплексное) соединение железа гексацианоферрат (II) калия, т. наз. желтая кровяная соль, K4[Fe(CN)6]. В растворе эта соль диссоциирует на ионы: При взаимодействии гексацианоферрат (II)-ионов [Fe(CN)6]4- с катионами железа (III) Fe3+ образуется темно-синий осадок Известно довольно небольшое число соединений железа (VI) — ферраты, например феррат калия K2FeO4, феррат бария BaFeO4 и феррат кальция СaFeO4. Феррат калия образуется в результате реакции: Ферраты термически нестабильные соединения и разлагаются Распространён процесс прямого получения железа. В этом случае предварительно измельчённую руду смешивают с особой глиной, формируя окатыши. Окатыши обжигают, и обрабатывают в шахтной печи горячими продуктами конверсии метана, которые содержат водород. Водород легко восстанавливает железо:Железо — один из самых используемых металлов, на него приходится до 95 % мирового металлургического производства.

Железо является основным компонентом сталей и чугунов — важнейших конструкционных материалов.Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов — например, никелевых.

Хлорид железа(III) (хлорное железо) используется в радиолюбительской практике для травления печатных плат.Семиводный сульфат железа (железный купорос) в смеси с медным купоросом используется для борьбы с вредными грибками в садоводстве и строительстве.Железо применяется в качестве анода в железо-никелевых аккумуляторах, железо-воздушных аккумуляторах.

Водные растворы хлоридов двухвалентного и трёхвалентного железа, а также его сульфатов используются в качестве коагулянтов в процессах очистки природных и сточных вод на водоподготовке промышленных предприятий.

Никель

Атомы никеля имеют внешнюю электронную конфигурацию 3d84s2. Наиболее устойчивым для никеля является состояние окисления Ni(II).

Никель образует соединения со степенью окисления +2 и +3. При этом никель со степенью окисления +3 только в виде комплексных солей. Для соединений никеля +2 известно большое количество обычных и комплексных соединений. Оксид никеля Ni2O3 является сильным окислителем. Никель характеризуется высокой коррозионной стойкостью — устойчив на воздухе, в воде, в щелочах, в ряде кислот. Химическая стойкость обусловлена его склонностью к пассивированию — образованию на его поверхности плотной оксидной плёнки, обладающей защитным действием. Никель активно растворяется в азотной кислоте.

С оксидом углерода CO никель легко образует летучий и весьма ядовитый карбонил Ni(CO)4. Никель горит только в виде порошка. Образует два оксида NiO и Ni2O3 и соответственно два гидроксида Ni(OH)2 и Ni(OH)3. Важнейшие растворимые соли никеля — ацетат, хлорид, нитрат и сульфат. Растворы окрашены обычно в зелёный цвет, а безводные соли — жёлтые или коричнево-жёлтые. К нерастворимым солям относятся оксалат и фосфат (зелёные), три сульфида: NiS (черный), Ni3S2 (желтовато-бронзовый) и Ni3S4 (серебристо-белый). Никель является основой большинства суперсплавов — жаропрочных материалов, применяемых в аэрокосмической промышленности для деталей силовых установок.

Кобальт

Кобальт получают в основном из никелевых руд, обрабатывая их растворами серной кислоты или аммиака. Все оксиды кобальта восстанавливаются водородом. Со3О4 + 4Н2 → 3Со + 4Н2О.Оксид кобальта (III) можно получить, прокаливая соединения кобальта (II), например: 2Со(ОН)2 + O2 → Co2O3 + Н2O. При нагревании, кобальт реагирует с галогенами, причём соединения кобальта (III) образуются только с фтором. 2Co + 3F2 → 2CoF3 Кобальт создаёт комплексные соединения. Чаще всего на основе аммиака.Наиболее устойчивыми комплексами являются лутеосоли [Co(NH3)6]3+ жёлтого цвета и розеосоли [Co(NH3)5H2O]3+ красного или розового цвета. Легирование кобальтом стали повышает её жаропрочность, улучшает механические свойства. Из сплавов с применением кобальта создают обрабатывающий инструмент: свёрла, резцы, и т. п.Магнитные свойства сплавов кобальта находят применение в аппаратуре магнитной записи, а также сердечниках электромоторов и трансформаторов.

Для изготовления постоянных магнитов иногда применяется сплав, содержащий около 50 % кобальта, а также ванадий или хром.

Кобальт применяется как катализатор химических реакций.

Кобальтат лития применяется в качестве высокоэффективного положительного электрода для производства литиевых аккумуляторов.

72)Подгруппа меди. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, способы получения металлов.Они обладают незначительным сродством к кислороду, их оксиды очень легко восстанавливать и металлы встречаются в природе в элементарной форме (золото чаще всего). Благородный характер металлов усиливается от меди к серебру, а от него - к золоту. Для остальных побочных групп периодической системы также существует правило, что с увеличением порядкового номера элемента убывает его активность. Разбавленными кислотами металлы побочной подгруппы 1 группы не разрушаются. Но медь и серебро растворяются в сильной азотной кислоте, а золото в царской водке (смесь одной объемной части азотной и трех частей соляной кислоты).Общими свойствами щелочных металлов и металлов подгруппы меди являются их степень окисления (+I) во многих соединениях, а также отличная электропроводность. Правда, иногда медь и серебро могут именть степень окисления (+II), а золото даже (+III).Медь — элемент побочной подгруппы первой группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu. Простое вещество медь — это пластичный переходный металл золотисто-розового цвета.Медь встречается в природе как в соединениях, так и в самородном виде. Промышленное значение имеют халькопирит CuFeS2, также известный как медный колчедан, халькозин Cu2S и борнит Cu5FeS4. Вместе с ними встречаются и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu2O, Также нередко встречаются месторождения меди в осадочных породах — медистые песчаники и сланцы.Серебро встречается в самородном состоянии и в виде редких минералов, входящих, как правило, в состав полиметаллических руд — сульфидов свинца, цинка, меди.Золото - очень редкий металл. Его содержание в земной коре. Золото присутствует в разных горных породах: как в магматических (гранитах и базальтах), так и в осадочных (океанических илах).Для получения меди применяют пиро-, гидро- и электрометаллургические процессы. Пирометаллургический процесс получения меди из сульфидных руд типа CuFeS2 выражается суммарным уравнением:

64)Соединения хрома (II), (III); способы получения и свойства. Кислотно-основной xapaктеp оксидов и гидроксидов хрома (II), (III), способы получения в свойства. Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d54s1.Хром - серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O2 -t°= 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 -t°= 2CrCl3

2Cr + N2 -t°= 2CrN

2Cr + 3S -t°= Cr2S3

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе - соли хрома (III):

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2-

2Cr + 6HCl + O2 = 2CrCl3 + 2H2O + H2-

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O

Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl = 2CrCl3 + H2-

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3

Оксид хрома (III) Cr2O3 - зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3 -t°= Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7 -t°= 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2-

(NH4)2Cr2O7 -t°= Cr2O3 + N2-+ 4H2O- Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2-

Cr2O3 + 6KHSO4 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 = 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2OГидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

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

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4] CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

73)Соединения меди (I), (II); оксиды, гидроксиды, соли и комплексные соединения; методы получениия и свойства. Соединения серебра (I); оксид, егo свойства; нитраты, галогениды, их свойства. Комплексные соединении серебра.Соединения меди (I) менее устойчивы, чем соединения меди (II); в водных растворах они легко подвергаются диспропорционированию Оксид меди (II) CuO представляет собой кристаллы черного цвета. Его обычно получают из металлической меди путем прокаливания на воздухе, а также разложения солей, например:

(CuОН)2СО3=2CuO+Н2O+СО2

Оксид меди (II) — основной оксид, при обычных условиях весьма устойчивый. При небольшом нагревании он довольно легко восстанавливается водородом или углеродом до металлической меди:

CuO+С=Cu+СО CuO+Н2=Cu+Н2ОС водой оксид меди (II) не реагирует, поэтому соответствующее основание — гидроксид меди Cu(ОН)2— не образуется путем взаимодействия оксида с водой.

Гидроксид меди (II) Cu(ОН)2 выпадает в виде объемистого голубого осадка при действии щелочей на растворы солей двухвалентной меди:

CuСl2+2NaOH=Cu(OH)2+2NaCl

Это слабое нерастворимое основание, легко вступает во взаимодействие с кислотами с образованием солей:

Cu(ОН)2+H2SO4=CuSO4+2Н2О Cu(OH)2+2H+=Cu2++2Н2О

Свежеосажденный гидроксид меди (II) Cu(OH)2 растворяется и в концентрированных растворах щелочей, но его кислотный характер выражен слабо:

Cu(OH)2+2NaOH=Na2[Cu(OH)4]

Гидроксид меди (II) Cu(ОН)2 легко растворяется в водных растворах аммиака, образуя раствор ярко-синего цвета. Этот раствор нередко применяют в органической химии для разного рода каче-ственных реакций, а также иногда для обработки целлюлозы:

Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4](OH)2

Гидроксид меди (II) Cu(ОН)2 разлагается при нагревании выше 70-90°С:

Cu(OH)2=CuO+H2O

При этом он чернеет, постепенно превращаясь в оксид меди (II)CuO.

Соли меди (II) нашли широкое применение в народном хозяйстве. Особенно важным является медный купорос — кристаллогидрат сульфата меди (II) CuSO4•5Н2О. Медный купорос используется в производстве минеральных и органических красителей, в медицинской промышленности, для пропитки древесины в качестве антисептика (предохраняет дерево от гниения). Большое значение имеет медный купорос в сельском хозяйстве: им протравливают семена перед посевом, опрыскивают деревья и кустарники для борьбы с вредителями.

Для ионов меди (II) Cu2+ характерно образование комплексных соединений, например K2[Cu(CN)4] — тетрацианокупрат (II) калия:

CuСl2+4KCNK2[Cu(CN)4]+2KCl

Из других комплексных соединений меди (II) отметим соединение с аммиаком. Если к раствору хлорида меди (II) прилить небольшое количество раствора аммиака, то выпадет осадок гидроксида меди (II):

CuСl2+2NH3+2Н2О=Cu(OH)2+2NH4Cl

Если добавить избыток аммиака, то гидроксид растворится с образованием комплексного соединения темно-синей окраски, характерной для аммиачного комплекса меди:

Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4](OH)2

Эта реакция является качественной на ион меди (II). Растворимость гидроксида меди (II) в щелочах также связана с образованием комплексных соединений: Cu(OH)2+2NaOH=Na2[Cu(OH)4]

Образованием комплексных соединений объясняется цвет растворов солей меди (II).

Безводный сульфат меди — вещество белого цвета, а раствор этой соли имеет голубую окраску.

При растворении происходит химическое взаимодействие ионов соли с водой, и образуются так называемые аквакомплексы меди, имеющие голубую окраску:

CuSO4+6Н2О=[Cu(H2O)6]SO4.

Серебро: серебро уже при комнатной температуре покрывается темным налетом сульфида серебра Ag2S, если потереть металл кусочком серы:

2Ag+S=Ag2S Свободные галогены при обычной температуре медленно соединяются с серебром:

2Ag+Сl2=2AgCl

Подобно меди серебро легко растворяется в разбавленной и концентрированной азотной кислоте с образованием нитрата серебра:

3Ag+4HNO3 =3AgNO3+NO+2H2O

и в горячей концентрированной серной кислоте с образованием сульфата серебра:

2Ag+2H2SO4=Ag2SO4+SO2+2Н2O

В растворе цианистого натрия в присутствии кислорода воздуха серебро растворяется с образованием комплексного соединения:

2Ag+4NaCN+1/2O2+Н2O=2Na[Ag(CN)2]+2NaOH Ag2O — оксид серебра (I) — вещество буро-черного цвета, может быть получено только косвенным путем. Осаждается при введении ионов ОH- в раствор, содержащий ионы Ag+:

2AgNO3+2КОН=Ag2O+2KNO3+H2O

Оксид серебра (I) уже при 300°С разлагается на кислород и серебро:

2Ag2O=4Ag+O2

В воде нерастворим, но растворим в водном растворе аммиака с образованием комплексной соли: Ag2O+4NH3+H2O=2[Ag(NH3)2]OH

Проявляет окислительные свойства, особенно по отношению к некоторым органическим веществам:

НСНО+2Ag2O->4Ag+СО2+Н2О

реакция «серебряного зеркала» Из галогенидов серебра в воде растворим фторид серебра AgF. Хлорид, бромид и иодид серебра отличаются очень слабой растворимостью в воде и разбавленных кислотах. Их получают действием соответствующих галогенидов натрия или калия на раствор нитрата серебра:

AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3

74)Соединения золота (I), свойства и способы получения. Соединения золота (III), оксид и гидроксид; галогениды, способы получения; комплексные соединения.Оксид золота (I) - порошок серо-фиолетового цвета, при температуре выше 200°С разлагающийся на элементы:2Au2O = 4Au + O2В воде Au20 практически нерастворим, во влажном состоянии диспропорционирует на золото и Au2O3:3Au2O = 4Au + Au2O3Оксид золота может быть получен только косвенным путем, например, действием на холоду водным раствором едкой щелочи на AuCl:AuCl + КОН = AuOH + КСlПри осторожном нагревании (не выше 200 °С) полученный гидроксид переходит в Au2O.Гидроксид Аu (I) заметно растворим в крепких щелочах с образованием ауритов, например Na[Au(OH)2]. В твердом состоянии ауриты не выделены.Галоиды золота (I) - довольно неустойчивые соединения. Они могут быть получены термическим разложением соответствующих галоидов Аu (III).Хлорид Au(I), образующийся при осторожном нагревании (до 180-190°С) хлорида Аu(III), АuСl3 = AuCl + Cl2

разлагается на элементы уже при температуре выше 200°С и представляет собой порошок бледно-желтого цвета, медленно диспропорционирующий на металлическое золото и хлорид Аu (III), даже при комнатной температуре:

3AuCl = 2Au + AuCl3В присутствии влаги этот процесс резко ускоряется, причем образующийся хлорид Аu (III) переходит в раствор, давая Н2[ОАuСl3]В концентрированных растворах хлоридов щелочных металлов AuCl растворяется с образованием комплексных анионов AuСl-2:АuСl+ Сl-=> [АuСl2]- …..Оксид золота (III) Au2O3, темно-коричневый, нерастворимый в воде порошок, может быть получен косвенным путем из гидроксида Au(ОН)3, который, в свою очередь, получают действием сильных щелочей на крепкий раствор НAuС14. При сушке Au(ОН)з над пентаксидом фосфора образуется порошок состава AuО(ОН), который при осторожном нагреве до 140°С теряет воду и переходит в Au2O3. Однако уже при температуре около 160°С оксид золота (III) разлагается на элементы. Гидроксид золота (III) про­являет амфотерные свойства. Однако кислотный характер этого соединения преобладает, поэтому иногда его называют золотой кислотой. Соответствующие ей соли - аураты могут быть получены растворением Au(ОН)3 в сильных щелочах:

Au(OH)3 + NaOH = Na [Au(OH)4]

Аураты щелочных металлов - соединения, хорошо растворимые в воде.Соли, соответствующие основной функции Au(ОН)3, могут быть получены растворением этого соединения в сильных кислотах, которое идет за счет образования анионных комплексов:

Au(OH)3 + 4HC1 = H[AuCl4] + 3H2O

Au(ОН)3 + 4HNO3 = Н [Au(N03)4] + 3H2OИз галогенидов золота (III) интересен хлорид AuС13, который получают пропусканием газообразного хлора над порошком золота при температуре ~240°С. Образующийся хлорид возгоняется и при охлаждении осаждается в виде красных кристаллов. В воде AuС13 растворим, водный раствор этого соединения имеет коричнево-красную окраску, что объясняется образованием комплексной кислоты:AuCl3 + Н2O= Н2[AuОС13]При добавлении к водному раствору хлорида Au(III) соляной кислоты образуется золотохлористоводородная кислота Н[AuС14]:Н2 [AuОС13] + HCI = Н [AuС14] + Н2OПри растворении металлического золота в насыщенном хлором растворе соляной кислоты:2Au + ЗС12 + 2HC1 = 2Н[AuCl4]На воздухе золото абсолютно устойчиво. Реагирует с хлором, бромом, с царсокй водкой (алхимики называли золото - царем металлов, поэтому, смеси кислот, которая растворила золото дали название "Царская водка") образует комплексное соединение растворимое в воде - золотохлористоводородную кислоту:

Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O

75)Подгруппа цинка. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, получение и свойства.Элементы подгруппы цинка представляют собой белые металлы с синеватым (Zn) или серебристым (Cg, Hd) оттенком. На влажном воздухе они покрываются пленками окислов и теряют свой блеск. Все три металла (особенно ртуть) легкоплавки. Их важнейшие константы сопоставлены в приводимой таблице.Все три металла имеют сравнительно низкие температуры плавления и кипения, что говорит о том, что металлическая связь относительно слабая.Окислительно-восстановительный статус группы равен +2, причём ионы имеют достаточно стабильную d10 электронную конфигурацию, с заполненными подуровнями.Получение. В промышленности элементы II B группы получают а) окислительный обжиг: бразующийся первоначально в ходе этого процесса оксид ртути (II) разлагается при температуре процесса по реакции:

Жидкая ртуть взаимодействует при комнатной температуре с серой и иодом:

Цинк в соединениях проявляет только одну степень окисления 2+. В лабораториях его часто используют для получения водорода из разбавленной соляной кислоты:Цинк является довольно активным металлом. 1. Легко взаимодействует со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой, фосфором:

2Zn + О2 = 2ZnО (оксид цинка)

Zn + Сl2 = 2ZnCl2 (хлорид цинка)

Zn + S = ZnS (сульфид цинка)

3Zn + 2Р = Zn3Р2 (фосфид цинка)

2. При нагревании взаимодействует с водой и сероводородом с выделением водорода:

Zn + Н2О = ZnО + Н2

Zn + Н2S = ZnS + Н2

3. Взаимодействует с щелочами:

— при сплавлении с ними образуются соли цинковой кислоты — цинкаты.

Zn + 2NаОН(крист.) = Nа2ZnО2 + Н2

— при взаимодействии с водным раствором щелочи образуется комплексная соль цинковой кислоты (гидроксоцинкат натрия)

Zn + 2NаОН + 2Н2О = Na[Zn(ОН)4] + Н2

4. Взаимодействует с кислотами:

— с серной кислотой с образованием различных веществ в зависимости от концентрации кислоты

Zn + 2Н2SО4 (конц.) = ZnSО4 + SО2 + 2Н2О

3Zn + 4Н2SО4(разб.) = 3ZnSО4 + S + 4Н2О

4Zn + 5Н2SО4(сильно разб.) = 4ZnSО4 + Н2S + 4Н2O — с азотной кислотой с образованием разных веществ в зависимости от концентрации кислоты:

Zn + 4НNО3 (конц.) = Zn(NO3)2 + 2NО2 + 2Н2O

4Zn + 10НNО3(разб.) = 4Zn(NО3)2 + N2О + 5Н2О

4Zn + 10НNО3(сильно разб.) = 4Zn(NО3)2 + NН4NО3 + ЗН2ОКадмий способен накапливаться в растениях (больше всего в грибах) и живых организмах (особенно в водных), по этой причине кадмий можно обнаружить в морских осадочных породахВ чистом виде цинк- довольно пластичный серебристо-белый металл.Очень чистый цинк растворами кислот и щелочей не реагирует. Для цинка характерны соединения со степенью окисления: +2.Ртуть — единственный металл, жидкий при комнатной температуре.