- •1 )Комплексные соединения. Основные типы и номенклатура, структура и свойства.
- •3)Щелочные и щелочноземельные металлы. Получение, свойства, применение.
- •5)Жесткость воды. Методы её устранения.
- •8)Обзор свойств d-элементов. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их получение. Кислотно-сновные св-ва.
- •9) Окислительно-восстановительные свойства d-элементов и их соединений.
- •14)Селен, теллур, полоний. Физические и химические свойства. Возможные степени окисления. Соединения.
- •15) Сера. Сероводород. Сульфиды. Соединение серы с галогенами. Сероводород. Полисульфиды.
- •16) Сернистый ангидрид, сернистая кислота и ее соли. Тиосерная кислота, тиосульфат натрия.
- •17) Серный ангидрид, серная кислота и ее соли.
- •18)Олеум. Пиросерная к-та. Надсерная к-та. Пероксерная к-та.
- •19)Пятая главная подгруппа. Азот. Строение, физические и химические свойства. Степени окисления. Оксиды азота.
- •20)Аммиак. Строение молекулы. Свойства, применение, получение. Продукты замещения водорода и аммиака.
- •21) Азотная к-та. Получение, св-ва. Соли азотной к-ты.
- •22) Азотистая к-та. Овс азотистой к-ты и ее солей. Гидразин. Азидоводород.
- •23)Фосфор. Нахождение в природе, степени окисления. Оксиды и кислоты.
- •24)Фосфорная к-та. Минеральные удобрения, фосфин.
- •25)Мышьяк, сурьма, висмут. Нахождение в природе, степени окисления, получение, св-ва. Соединения с водородом.
- •26) Оксиды и кислоты мышьяка и сурьмы, гидролиз солей. Сульфиды и тиосоли элементов V главной подгруппы.
- •27) Углерод, строение атома, физ и хим св-ва. Оксиды. Угольная к-та. Соединения углерода с серой и азотом.
- •28)Кремний. Оксид кремния, кислоты, силикагель, соли кремниевых к-т. Стекло.
- •29)Германий, олово, свинец. Нахождение в природе, св-ва, оксиды гидроксиды. Свинцовый аккумулятор.
- •30)Бор. Бороводороды. Оксид Бора. Кислоты.
- •31)Алюминий.
- •32)Общая хар-ка эл-ов побочной подгруппы. Марганец, технеций, рений.
- •33) Оксиды и гидроксиды марганца.
- •35)Общая хар-ка эл-ов VI побочной подгруппы. Хром, молибден, вольфрам. Возможные степени окисления.
- •37)Хром. Природные соединения.
- •38)D-металлы V b-группы. (V, Nb, Ta)
- •39)Общая характеристика семейства железа. Железо. Важнейшие соединения железа.
- •40)Титан.
- •41)D-элементы iiiв группы. Скандий, иттрий, лантан, актиний. Строение атома. Физические и химические свойства. Соединения.
- •42)D-металлы II b-группы.
- •43) Платиновые Me
- •44) Серебро.
- •45) Медь.
37)Хром. Природные соединения.
Cr2O3, CrO2, Cr2O5, CrO3. Соли хрома образуются: Cr + 2HCl = CrCl2 + H2
CrCl3 + 1/2H2 = CrCl2 + HCl Соли хрома – сильные восстановители. Гидроксид хрома(III) проявляет амфотерные свойства, растворяясь в кислотах и щелочах Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2 Cr(OH)3 + 3 Na2SO4 Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] Под действием сильных окислителей соединения хрома (III) в щелочной среде переходят в соединения хрома (IV). 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O Хром (III) образует комплексные соединения с координац. числом 6. [Cr(H2O)6]3+; [CrCl(H2O)5]2+; [CrCl2(H2O)4]+. При растворении CrO3 в воде образуются кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 – хромовая,
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 – двухрормовая. Соединения хрома (IV) – окислители, особенно в кислой среде: K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4Н2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O. Соединения хрома (IV) ядовиты. Нахождение в природе. Сr в земной коре 6*10-3%; Мо-3*10-4% и W- 6*10-4%. Встрачаются они только в виде соединений: FеОCr2O3 (хромистый железняк); PbCrO4 (крокоит).
38)D-металлы V b-группы. (V, Nb, Ta)
V, Nb, Ta. V 3d34s2, Nb 4b45s1, Ta 5d56s2. Макс. степень окисл +2. Эти эл-ты в основном яв-ся примесями к различным рудам. Для них хар-ны высокие темпер. плавления. Малейшие примеси H, C, N, O увеличивают твердость, уменьшают пластичность, делают металлы хрупкими. Получение. V2O5+Al—Al2O3+V, VY2-(t)-V+Y2. Nb и Ta: из комплексных солей: K2[NbF7]+K—Nb+KF. Св-ва. Nb+F2—NbF5, V+O2—V2O5, Ta +O2—Ta2O5. Все реакции идут при очень высоких темпер-х. Образуют нитриды: Э+N2—ЭN, Э+Si—ЭSi2. Карбиды: Э+С—Э2С. С кислотами: V+HNO3—H2VO3+NO+H2O. Разлагают воду: Nb+H2O—Nb2O5+NbH. С щелочами в присутствии ок-ей Nb+NaOH+H2O2—NaNbO3+H2O. Оксиды гидроксиды. Для этих Эл-ов хар-ны высшие оксиды Э2О5. Низшие Э2О3 хар-ны для V. V2O5-Nb2O5-Ta2O5 – ослабление к-ых св-в. Оксиду V2O5 соотв-ют ванадивые к-ты: V2O5+H2O—HVO3, V2O5+2H2O—H4V2O7. Соли ванадаты, их получают: V2O5+6KOH—2K3VO4+3H2O
39)Общая характеристика семейства железа. Железо. Важнейшие соединения железа.
Семейство железа составляет триаду 4-го периода 26F 3d64S2 , 27Co 3d74S2 , 28Ni 3d84S2.
Содержание в природе: Fe – четвертый по распространенности элемент. Встречается в свободном состоянии в виде железа метеоритного происхождения. Минералы Fe3O4-магнит, Fe2O3-красный железняк, CoAsS-кобальтин. Железо существует в виде 4х модификаций; Fe, Co, Ni – тверд. Металлы, стойкие на воздухе до 400-700С из-за образования массивной пленки. Fe-Co-Ni – уменьшение хим. активности. Св-ва железа. При избытке кислорода в воде корродирует. 2Fe+3/2O2+ nH2O—F2O3*nH2O; При недостатке кислорода 3Fe+2O2+H2O—Fe3O4*nH2O; Fe+HCl—FeCl2+H2, Fe+HNO3—Fe(NO3)3+NO+H2O; Fe+Cl2—FeCl3. Соединения железа. Степень окисл. +2. Fe+H2SO4(30%)—FeSO4+H2, FeSO4-(t)-Fe2O3+SO2+SO3. Соли железа 2+ - восстановители. FeSO4+KmnO4+H2SO4—Fe2(SO4)3+MnSO4+K2SO4+H2O. FeO получают: Fe2O3+CO—FeO+CO2, FeO+Fe2O3—Fe3O4. Степень окисления +3. FeCl3 – гидроскопичное вещ-во. Применяется при очистке H2O. Как катализатор в органическом синтезе, это ок-ль. FeCl3+KY—Y2+FeCl2+KCl, Fe3++Cu0—Fe2++Cu2+. Степень окисления +6. Эти соединения можно получить по реакциям 1)Fe(OH)3+KOH+Br2—K2FeO4+KBr+H2O, 2)Fe2O3+KOH+KNO3—K2FeO4+KNO2+H2O. Ферраты – очень сильные ок-ли, сильнее чем KMnO4. В кислой и нейтральной среде разлагаются Na2FeO4+H2O—Fe(OH)3+NaOH+O2.