- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы. Буферные растворы.
- •Индикаторы:
- •Оксиды и гидроксиды мышьяка, сурьмы, висмута. Методы получения. Кислотно-основные и ок-вост св-ва.
- •Платиновые металлы. Методы получения на примере платины. Химические свойства металлов.
- •Соединения s-, p- и d-элементов с серой. Классификация сульфидов. Общие свойства.
- •Общая характеристика d-элементов группы II (цинк, кадмий, ртуть). Степени окисления. Особенности соединений ртути. Химические свойства цинка.
- •Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщипления. Спектрохимическйи ряд лигандов.
- •Сероводород. Сульфиды. Методы получения, химические свойства. Сульфаны. Методы получения, свойства.
- •Методы получения d-металлов групп I и II.
- •Оксиды, гидроксиды железа, кобальта, никеля (методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Современная формулировка периодического закона. Периоды, группы, семейства. Строение атомов, валентные электроны.
- •Общая характеристика d-металлов группы VII (степени окисления, химическая активность).
- •Галогениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута. Получение. Характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов.
- •Оксиды, гидроксиды железа, кобальта, никеля (методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Углерод, аллотропные модификации углерода. Химические свойства углерода. Карбиды, методы получения, свойства.
- •Аммиак. Методы получения. Химические свойства. Гидразин, гидроксиламин. Их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Азотоводородная кислота.
- •Комплексные соединения железа, кобальта, никеля (получение, устойчивость). Берлинская лазурь, турнбуллева синь.
- •Кислоты р-элементов группы V. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот в зависимости от природы элемента и степени его окисления.
- •Общая характеристика соединений платины (оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения). Биологическая активность соединений платины (II).
- •Расположение металлов в периодической системе. Изменение химических свойств в группах и периодах (на примере 3 периода и группы II).
- •Соединения р-элементов группы V с водородом (эн3). Методы получения. Устойчивость. Особенности кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений.
- •Оксиды азота (I, II, V). Методы получения. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
- •Общая характеристика d-элементов (особенности электронного строения, проявляемые степени окисления, способность к комплексообразованию).
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы. Буферные растворы.
- •Индикаторы:
- •Галогены. Методы получения. Химические свойства.
- •Соединения d-элементов группы VI (соли, комплексные соединения). Методы получения, ок-восст св-ва. Зависимость св-в от природы элемента. Кластерные соединения молибдена и вольфрама.
- •Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства.
- •Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Степени окисления. Методы получения металлов. Химические свойства металлов.
- •Оксиды, гидроксиды металлов группы I (s- и d-элементов). Зависимость кислотно-основных свойств от природы металла.
- •Галогены. Кислородосодержащие кислоты хлора. Методы получения. Закономерности в изменении кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот.
- •Соединения d-элементов группы VI (оксиды, гидроксиды). Методы получения, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Серная кислота. Методы получения. Химические свойства.
- •Оксиды, гидроксиды цинка, кадмия, ртути (получение, устойчивость, кислотно-основные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Взаимосвязь окислительно-восстановительных свойств веществ, положения их центрального элемента в периодической системе и его степени окисления (на примере кислородосодержащих соединений группы VII).
- •Оксиды р-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.
- •Общая характеристика d-элементов (особенности электронного строения, проявляемые степени окисления, способность к комплексообразованию).
Расположение металлов в периодической системе. Изменение химических свойств в группах и периодах (на примере 3 периода и группы II).
Если периодическую систему разделить по диагонали от Be к At, то ниже этой линии металлы. Металлические свойства в периоде уменьшаются, а в группе увеличиваются. Щелочноземельные металлы растворяются в жидком аммиаке, образуя растворы, обладающие металлической проводимостью. При испарении из них аммиака при низкой температуре выделяется кристаллические комплексы [Э(NH3)6]0. В парообразном состоянии Be и его аналоги одноатомны. В группе увеличиваются окислительные свойства. Увеличивается среднее значение координационного числа: Be2+=4, Mg2+=6, Ca2+=7, Sr2+=8, Ba2+=8. Соли Be2+ и Mg2+ гидролизуются, соли Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+, содержащие анион сильной кислоты, гидролизу не подвергаются.
Be –амфотерный.(не взаим с HNO3(к) и H2SO4(к))
Be+2HCl=BeCl2+H2
Be+NaOH=(t)=Na2BeO2+H2
Be+NaOH+2H2O=Na2[Be(OH)4]+H2
Mg не взаим с HNO3(к)
Mg+H2SO4(к)=MgSO3+H2S+H2O
Mg+HNO3=Mg(NO3)2+H3N+H2O
Ca со всеми кисл
Ca+ H2SO4(к)=CaSO3+H2S+H2O
Ca+ HNO3(к)=N2O+H2O+Ca(NO3)2
Ca+ HNO3= Ca(NO3)2+NH4NO3 (или H3N)+H2O
В периоде увеличиваются восстановительные свойства:
Na+KOH=K+NaOH
Mg+2RbCl=MgCl2+2Rb Al+6HNO3=3NO2+Al(NO3)3+12H2O
Si+6HFизб=H2SiF6+2H2.
Соединения р-элементов группы V с водородом (эн3). Методы получения. Устойчивость. Особенности кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений.
Промышленный способ получения аммиака – каталитический процесс, протекающий при высоких давлениях и температурах, катализатор (Fe3O4): N2+3H2==2NH3. В лаборатории аммиак получают, действуя на соли аммония растворами щелочей: NH4Cl+KOH=NH3+KCl+H2O. Молекула аммиака – тригональная пирамида с валентным углом 107,30, что соответствует sp3-гибридизации. Молекула полярна и проявляет электронодонорные свойства. Водородная связь между молекулами аммиака слабее, чем в воде, поэтому вязкость аммиака меньше, а температура плавления ниже, чем воды. При обычных условиях аммиак – газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. В водном растворе аммиака имеется равновесие: NH3+H2O==NH3*H2O==(NH4OH)==NH4++OH-. Химические свойства аммиака характеризуют: 1. Реакции присоединения. Аммиак проявляет свойства основания, легко образуя соли аммония с протонными кислотами и комплексные аммиакаты с кислотами Льюиса: NH3+HCl=NH4Cl; CuSO4+4NH3=[Cu(NH3)4]SO4. 2. Реакции замещения. Газообразный или жидкий аммиак вступает в реакции замещения водорода металлами: 2Na+2NH3=NaNH2+H2. В зависимости от числа замещенных атомов продукты реакции: NaNH2 – амид натрия, Na2NH – имид натрия, Na3N – нитрид натрия. Как и нитриды, амиды и имиды активных металлов разлагаются водой: NaNH2+H2O=NaOH+NH3. В окислительно-восстановительных реакциях амиды, имиды и нитриды проявляют восстановительные свойства, окисляясь до азота. 3. Окислительно-восстановительные реакции, в которых аммиак проявляет свойства восстановителя: 2NH3+2KMnO4=N2+2MnO2+2KOH+2H2O.
С водородом фосфор образует два соединения: фосфин PH3 и дифосфин P2H4. Фосфин PH3 – бесцветный газ с неприятным запахом, токсичен, термически устойчив. В отличие от аммиака фосфин можно получить только косвенно: 1. гидролизом ионных фосфидов: Na3P2+3H2O=3NaOH+PH3;
2. взаимодействием белого фосфора с концентрированным раствором при нагревании: 8P+3Ba(OH)2+6H2O=3Ba(H2PO2)2+2PH3. Основные и донорные свойства фосфина проявляются очень слабо, поэтому он образует соли фосфония только с очень сильными кислотами: PH3+HJ=PH4J. Фосфин проявляет сильные восстановительные свойства, самовоспламеняется на воздухе: 2PH3+4O2=P2O5+3H2O.
При действии на соединения мышьяка, сурьмы и висмута с металлами водой или кислотой выделяются газообразные водородные соединения – арсин, стибин, висмутин: Na3Э+HCl=3NaCl+ЭН3, где Э – As, Sb, Bi. Арсин и стибин получают также восстановлением любых соединений мышьяка и сурьмы цинком в кислой среде: Na3SbO3+3Zn+9HCl=SbH3+3ZnCl2+3NaCl+3H2O. Эти соединения являются сильными восстановителями: AsH3+8HNO3=H3AsO4+8NO2+4H2O.
Соли железа, кобальта, никеля. Методы получения, окислительно-восстановительные свойства.
Получение солей железа:
Fe+2HCl=FeCl2+H2
Fe + H2SO4разб=FeSO4+ H2
2Fe + 6H2SO4конц=Fe2(SO4)3+ 3SO2+ 6H2O
Fe+6HNO3конц=Fe(NO3)3+3NO2+3H2O
10Fe+36HNO3разб =10 Fe(NO3)3 +3 N2 + 18H2O
Окислительно-восстановительные свойства:
2 FeCl3 + Na2SO3 + H2O=2FeCl2+Na2SO4+2HCl
2 FeCl3 + Na2S + H2O=2FeS+S+6NaCl
2FeSO4 + H2O2+H2SO4 = Fe2(SO4)3++2H2O
6FeSO4 + 3Br2 = 2Fe2(SO4)3+2FeBr3
Получение солей кобальта:
Co+2HCl=CoCl2+H2
Co+ H2SO4разб =CoSO4 + H2
3Co+8HNO3ср.конц=3Co(NO3)2+2NO+4H2O
Свойства:
CoCl2 + H2S= не идет
CoCl2 + Na2S=CoS+2NaCl
CoS+2HCl=CoCl2+H2S
Получение солей никеля:
Ni+2HCl=NiCl2+H2
Ni+ H2SO4разб =NiSO4 + H2
3Ni+8HNO3ср.конц=3Ni(NO3)2+2NO+4H2O
Свойства:
NiSO4 + H2S= не идет
NiSO4 + Na2S=NiS+2Na2SO4
NiS+2HCl= NiCl2 + H2S
H2S+4Cl2+4H2O→H2SO4+8HCl
Билет 16
Взаимодействие металлов с кислотами.
С HNO3:
Концентрация |
Продукты восстановления азотной кислотой |
|
Ме активые |
Ме малоактив |
|
Конц.(>60%) |
NO2 |
NO2 |
Средн. конц.(25-30%) |
NO |
NO |
Разб.(10-15%) |
N2O, N2 |
Не реагирует |
Очень разб.(<5%) |
NH4NO3, NH3 |
Не реагирует |
Ge+4HNO3=H2GeO3+4NO2+H2O; Pb+4HNO3=Pb(NO3)2+4NO2+2H2O.
Разбавленная серная кислота окисляет активные реакции с выделением водорода (до Fe2+), а концентрированная с Fe,Al,Cr при н у не взаимод за счет образования оксидной пленки, а при t до Fe2(SO4)3. Концентрированная с акт Ме восстанавливается до S или H2S, а с малоакт Ме до SO2,: 2Ag+2H2SO4=Ag2SO4+SO2+2H2O; 4Mg+3H2SO4=4MgSO4+H2S+4H2O
Многие металлы взаимодействуют с соляной кислотой Zn+2HCl=ZnCl2+H2.