Галогены. Кислородосодержащие кислоты хлора. Методы получения. Закономерности в изменении кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот.

Степень окисления +1. Для хлора известна хлорноватистая кислота НClО и ее соли – гипохлориты. Кислоты НГО – слабые электролиты, сила которых уменьшается в ряду HClO – HBrO – HJO, вследствие увеличения радиусов атомов галогенов. НClО существует только в разбавленных растворах и неустойчива. Так, в растворе хлорноватистой кислоты параллельно протекают следующие процессы:

HClO=HCl+O на свету

2HClO=Cl₂O+H₂O с водоотним ср-ом

3HClO=2HCl+HClO₃ при нагрев

Изменяя условия, можно добиться протекания реакции преимущественно по одному направлению. Соли кислоты НСlО образуются при растворении свободных галогенов в щелочах: Cl₂+2ОН^-==Cl^-+ClО^-+Н₂О. Соединения галогенов со степенью окисления +1 во всех средах проявляют окислительные свойства: HClO+H₂O₂=O₂+HCl+H₂O.

Степень окисления +3. Хлор в степени окисления +3 образует хлористую кислоту HClO₂ и соли – хлориты. Хлористая кислота – слабая, но сильнее чем хлорноватистая, она неустойчивая, существует только в разбавленных растворах. Хлориты более устойчивы, чем кислоты могут быть получены восстановлением диоксида хлора: 2ClO₂+PbO+2NaOH=PbO₂+2NaClO₂+H₂O. Хлористая кислота и ее соли обладают сильными окислительными свойствами.

Степень окисления +5. Для хлора в степени окисления +5 известна кислот НClО₃ – хлорноватая и соответствующие соли – хлораты. Кислота НClО₃ – сильный электролит, но в ряду HClO₃ – HJO₃ кислотные свойства несколько ослабевают. Хлорноватая кислота неустойчива, существует только в растворе. Окислительные свойства в ряду HClO₃ – HJO₃ уменьшаются. Окислительная активность солей ниже, чем кислоты, и в растворах проявляется только в кислой среде: KСlO₃+6HCl=3Cl₂+3H₂O+KCl.

Получают Ba(ClO₃)₂+H₂SO₄=BaSO₄+2HClO₃

Йодноватую получают окислением йода

I₂+10HNO₃=2HJO₃+10NO₂+4H₂O

I₂+5Cl₂+6H₂O=2HJO₃+10HCl

Степень окисления +7. Хлор проявляет степень окисления +7 в кислоте НClО₄(хлорная) и в солях – перхлоратах. Хлорная кислота самая сильная из всех кислот. Хлорная кислота, как окислитель гораздо менее активна, чем другие кислоты хлора. Перхлораты в растворах также не проявляют окислительных свойств, в сухом виде не устойчивы.: KClO₄=KCl+2O₂.

Разлогается при нагревании

4НClО₄=4СlO₂+3O₂+2H₂0

Получают из солей

KClO₄+H₂SO₄= НClО₄+ K₂SO₄

Окислительна способность ионов ClO^- - ClO₃^- - ClO₄^- уменьшается: 2KJ+NaClO+H₂O=J₂+NaCl+2KOH; 6KJ+KClO₃+3H₂SO₄=3J₂+KCl+3K₂SO₄+3H₂O;

Соединения d-элементов группы VI (оксиды, гидроксиды). Методы получения, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Изменение свойств в зависимости от природы элемента.

Окисид хрома (III) , Cr₂O₃ тугоплавкое серо-зеленое вещество, нерастворимое в воде, кислотах и щелочах, обладает амфотерными свойствами.

Кислотные свойства:

Cr₂O₃ + Na₂CO₃=2NaCrO₂+ CO₂

Основные свойства:

Cr₂O₃ + 3K₂S₂O₇=Cr₂(SO₄)₃+ K₂SO₄

Восстановительные свойства: при сплавлеии со щелочью при сильном окислителе

Cr₂O₃ + 4NaOH+KClO₃= =2Na₂CrO₄+KCl +2H₂O

Гидроксид получают при взаимодействии солей хрома(III) со щелочами. Cr(OH)₃ –амфотерен с преобладанием основных свойств.

Основные свойства:

CrCl₃+3NaOH=Cr(OH)₃ + 3NaCl

Кислотные свойства:

Cr(OH)₃ + 3HCl= CrCl₃ +3H₂O

Cr(OH)₃ + 3NaOH=Na₃[Cr(OH)₆]

MnCl₂+KBiO₃+H₂SO₄→K₂SO₄+H₂O+BiCl₃+KMnO₄

Билет 24

Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимическйи ряд лигандов.

Комплексные соед-я - молекулярные соединения, сочетание отдельных компонентов которых приводит к образованию сложных ионов или молекул, способных к самост. существованию, как в кристалле, так и в растворе.

Качественное описание координационной связи можно получить, используя модели: теория кристаллического поля и метод валентных связей.

Основные положения ТКП:

5. Механизм образования связей в корд.соед. объясняется чисто электростатическим взаимодействием между центральным ионом и лигандами.

6. Лиганды независимо от их реальной структуры представляют как точечные заряды

7. Электронная конфигурация центр.иона рассматривается в рамках квантовохимических представлений.

8. ТКП приложима для описания хим.связи корд.соед. исключительно d- и f-элементов.

Рис. Схема расщепления энергетических уровней центрального атома под действием электростатического поля лиганда.

Различие в энергии двух уровней E_eg - E_t2g=∆(∆₀,∆_T) называется энергией расщепления кристаллическим полем или просто расщеплением.

Энергия расщепления определяется и геометрической конфигурацией комплексного иона. Так энергия расщепления в тетраэдрическом комплексе ниже в сравнении с октаэдрическим. ∆_T ≈ 4/9∆₀

Факторы, определяющие энергию расщепления: степень окисления центр.атома, тип d-орбитали(3d,4d,5d), природу лиганда.

Энергия расщепления возрастает с увеличением степени окисления комплексообразователя. В этом случае лиганды располагаются ближе к центральному иону энергия взаимод. их с d-орбиталями возрастает. При переходе от 3d-> 5d энергия расщепления возрастает, т.к d-орбитали с большим главным квантовым числом имеют более вытянутую форму и активнее взаимодействуют с лигандами. Зависимость энергии расщепления от природы лиганда сложна, и учесть все факторы сложно. Характеристикой энергии расщепления кристаллическим полем определенного лиганда является его положение в спектрохимическом ряде:

CO>CN^->>NO₂^->NH₃>H₂O>F^->HO^->Cl^->Br^->I^-