- •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).
Оксиды азота (I, II, V). Методы получения. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Оксид азота (I), N2O – бесцветный, хорошо растворимый в воде, но не взаимодействующий с ней газ. Молекула N2O имеет линейное строение. Этот оксид получают разложением нитрата аммония: NH4NO3=N2O+2H2O. В химическом отношении соединение инертно, при нагревании выше 5000С разлагается: 2N2O=2N2+O2.
Оксид азота (II), NO – бесцветный газ, малорастворимый в воде, трудно сжижается. Получают NO различными способами: 1. Прямым синтезом под действием электрического разряда N2+O2=2NO. 2. Каталитическим окислением аммиака: 4NH3+5O2=4NO+6H2O. 3. Восстановлением нитритов: NaNO2+FeCl2+2HCl=NO+FeCl3+NaCl+H2O, 4. Взаимодействием 20 – 30% азотной кислоты с металлами 8HNO3+3Cu=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O. Оксид азота легко окисляется: 2NO+O2=2NO2.
Молекула NO легко отдает электрон, переходя в нитрозил-ион NO+
NOCl+ H2O= HCl+HNO2
Оксид азота (V), N2O5 – бесцветные летучие кристаллы, при обычных условиях легко разлагается: 2N2O5=4NO2+O2. При нагревании разложение происходит со взрывом. N2O5 получают окислением оксида азота (IV): 2NO2+O3=N2O5+O2 или дегидратацией азотной кислоты: 2HNO3+P2O5=N2O5+2HPO3. N2O5 – окислитель.
s-элементы группы I. Общая характеристика химических свойств металлов. Особенности взаимодействия металлов с кислородом.
Все s-элементы I группы проявляют устойчивую степень окисления +1. Так как значения энергии ионизации низкие, поэтому проявляются сильные восстановительные свойства атомов. С увеличением порядкого номера усиливаются металлические свойства.
В свободном состоянии s-элементы I и II групп – металлы серебристо-белого цвета. Щелочные металлы имеют рыхлую кристаллическую решетку, легкие, низкоплавкие.
s-элементы химически активны. s-элементы I группы образуют с кислородом оксиды Э2О. пероксиды Э2О2, надпероксиды ЭО2(Э2О4) и озониды ЭО3. С ростом радиуса атомов при переходе от лития к цезию устойчивость пероксидов увеличивается, а оксидов – уменьшается.
При взаимодействии с кислородом литий образует оксид:
4Li+O2 =2LiO2
натрий – пероксид:
2Na+ O2 = Na2O2
элементы подгруппы калия – надпероксиды:
K+ O2 =KO2
Озониды образуют только калий, рубидий, цезий:
K+ O3 =KO3
4KOH+4O2 = KO3 + O2 +2H2O
Оксиды натрия и элементов подгруппы калия получают из пероксидов:
Na2O2 + 2Na=2Na2O
2KMnO4+5H2O2+3H2SO4→5O2+2MnSO4+K2SO4+8H2O
Билет 17
Взаимодействие неметаллов с кислотами.
Неметаллы реагируют только с концентрированной и средней концентрации азотной кислотой. С концентрированной (>60%) кислота окисляется до NO2, а с средней концентрации (25-30%) до NO. B+3HNO3=H3BO3+3NO2. Так как серная кислота – сильный окислитель, то она восстанавливается до SO2: S+2H2SO4=3SO2+2H2O. Разбавленная серная кислота с неметаллами не реагирует.
Оксиды р-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.
Углерод образует ряд оксидов: CO, СО2, С3О2 и другие. СО – оксид углерода (II) образуется при неполном сгорании угля, а также при разложении муравьиной кислоты: НСООН=СО+Н2О. Оксид углерода (II) проявляет кислотные свойства и со щелочами образует соли муравьиной кислоты – формиаты: CO+NaOH=HCOONa. СО – сильный восстановитель и легко вступает в реакции присоединения с образованием карбонилов неметаллов: CO+Cl2=COCl2; CO+S=COS и металлов: 5CO+Fe=Fe(CO)5; 10CO+2Mn=Mn2(CO)10.
СО2 – оксид углерода (IV), углекислый газ, продукт полного сгорания угля и углеводородов. С3О2 – бесцветный газ с удушливым запахом, при нагревании разлагается: C3O2=CO2+C. Диоксид кремния не растворяется в воде и устойчив к кислотам, кроме плавиковой. Со щелочами и содой реагирует при сплавлении: SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O, SiO2+Na2CO3=Na2SiO3+CO2. Диоксид кремния – окислитель: SiO2+2Mg=Si+2MgO. При окислении кислородом германий и олово образуеют GeO2 и SnO2, а свинец – PbO. Остальные оксиды получают косвенно. Оксиды свинца Pb2O3 и Pb3O4 (свинцовый сурик) можно рассматривать, как метаплюмбат свинца (II) – PbPbO3 и ортоплюмбат свинца (II) – Pb2PbO4. Наличие в этих соединениях свинца в различных степенях окисления можно докаазть реакциями с азотной и концентрированной соляной кислотами: Pb2O3+2HNO3=Pb(NO3)2+PbO2+H2O; Pb3O4+4HNO3=2Pb(NO3)2+PbO2+2H2O; Pb2O3+6HCl=2PbCl2+Cl2+3H2O; Pb3O4+8HCl=3PbCl2+Cl2+4H2O. Оксиды германия, олова, свнца (IV) - окислители. Оксиды ЭО2 реагируют со щелочами, образуя соответсвенно гидроксогерманаты, гилроксостаннаты, гидроксоплюмбаты: ЭО2+2КОН+2Н2О=К2[Э(ОН)6]. Оксиды ЭО хорошо растворяются в кислотах, в воде практичсеки нерастворимы, сильные восстановители.