Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
7)Магний, кальций, стронций, барий. Гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды, соли; методы получения и свойства. Магний сначала образует оксид, а затем гидроксид.
Магний покрыт оксидной плёнкой MgO, который растворяется в H2O при нагревании.
Гидролиз бинарных соединений (при нагревании)
СаS + 2H2O → Ca(OH)2 + H2S↑
Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3↑
CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2↑
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑
Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3↑
Mg2Si + 4H2O → 2Mg(OH)2 + SiH4↑
Ca, Sr, Ba легко взаимодействуют с водородом, а Be, Mg – не взаимодействуют.
Наряду с обычными оксидами в отличие от Be и Mg образуют пероксиды
Гидроксиды щелочноземельных металлов – сильные основания (щелочи). Be(OH)2 - aмфолит.
Mg(OH)2 – как основание средней силы хорошо растворяется в кислотах и в растворах солей аммония
.
С ростом ионных радиусов Э2+ в ряду Be-Ba растет растворимость гидроксидов и усиливаются основные свойства в ряду Са(ОН)2 – Sr(OH)2 –Ba(OH)2.
Малорастворимые гидроксиды бериллия и магния получают с помощью реакций обмена между солями этих металлов и щелочами.
MgCl2 + 2KOH → Mg(OH)2↓ + 2KCl
Гидроксиды рассматриваемых элементов разлагаются при нагревании.
Получение магния из оксидов восстановлением C и Si
Mg + H2≠
Ca - электролизом расплавов солей, Sr и Ba- алюмотермией
3
6)Бериллий. Галогениды, оксид и гидроксид. Акцепторные свойства. Соли бериллия, их свойства; гидролиз. Атом Ве имеет на предвнешнем электронном уровне только два электрона, в отличие от остальных элементов II-A группы, у которых их по 8. У него наименьший радиус. Поэтому Ве проявляет диагональное сходство с Al.
Ве и его аналоги при нагревании с галогенами образуют галогениды ЭГ2. Их получают также действуя НГ на металл или на Э(ОН)2.
Be + Cl2 → BeCl2
ЭГ2 – кристаллические вещества.
В молекуле BeCl2 в наружном слое 4 электрона. Ве – может быть акцептором электронных пар и образовывает две связи по донорно-акцепторному механизму. Cl – донор электронной пары. Амфотерный оксид Ве взаимодействует при сплавлении как с кислотными так и с основными оксидами.
(бериллат натрия)
(ортосиликат бериллия).
Как и оксид, амфотерны сульфиды и галогениды бериллия.
BeS + Na2S → Na2BeS2
кис. осн.
BeS + SiS2 → Be2[SiS4]
осн. кис.
BeF2 + NaF → Na2[BeF4]
кис. осн.
BeF2 + SiF4 → Be[SiF6]
осн. кис.
Амфотерен и гидроксид бериллия
Соль бериллия, образованную слабой кислотой, можно получить только непосредственно соединением элементов, но нельзя получить смешиванием водных растворов, так как идет совместный гидролиз солей.
Все соединения Ве токсичны. С учетом особенностей его свойств, применяется в атомной технике, электронике. бериллий обладает амфотерными свойствами, растворяется и в кислотах и в щелочах
Be + 2H+ + 4H2O = [Be(H2O)4]2+ + H2↑
Be + 2OH- + 2H2O = [Be(OH)4]2- + H2↑
Be пассивируется концентрированной азотной и серной кислотами, но при нагревании реагируют с этими кислотами:
5)Подгруппа бериллия. Общая характеристика элементов. Отличие бериллия от остальных элементов подгруппы. Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – элементы II А группы, из них Ca, Sr, Ba, Ra – щелочноземельные металлы, т.к. их гидроксиды обладают щелочными свойствами.
Из всех этих элементов только бериллий – является моноизотопным, все остальные полиизотопны. Радий – единственный элемент этой подгруппы, для которого неизвестно ни одного устойчивого изотопа. Все 14 изотопов радиоактивны и среди них наиболее устойчив 226Ra.
Атомы элементов на внешнем электронном уровне имеют по 2 электрона с противоположными спинами. В возбужденном состоянии один из двух внешних электронов занимает р-орбиталь ), за счет чего атомы могут быть двухвалентными. Радиусы атомов их меньше, чем у атомов щелочных металлов, поэтому потенциал ионизации больше. От Be(Mg) к Ra увеличивается радиус атома и иона, в соответствии с этим усиливаются металлические свойства. Причем они менее выражены, чем у щелочных металлов. Температура плавления и кипения бериллия, а также твердость значительно превосходит остальные элементы подгруппы, это связано с тем, что бериллий образует наиболее прочную кристаллическую решетку. Стандартный электродный потенциал уменьшается сверху вниз, соответственно. Восстановительная активность увеличивается от Ве к Ra, но они менее активные восстановители, чем щелочные металлы.
Незакономерное изменение физических свойств: плотности, температуры плавления, температуры кипения обусловлены существенными различиями в строении пространственных кристаллических решеток.
В свободном состоянии это легкие металлы, тверже щелочных, самый мягкий барий, имеют серебристо-белый цвет.
Для элементов II-A группы характерна степень окисления +2, соединения со степенью окисления +1 – неустойчивы.
Все окисляются на воздухе и бериллий, и магний покрываются плотной пленкой оксидов, защищающей их от воздействий. Но остальные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха более энергично, поэтому хранят также как и щелочные.При нагревании все металлы сгорают на воздухе с образованием оксидов.
Взаимодействуют с водой, вытесняя водород, все кроме бериллия, магний реагирует медленно и только при высоких температурах, а остальные бурно, т.к. в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее водорода.
4)Особенности химии лития и его соединений. Применение щелочных металлов и их соединений. Литий существенно отличается от остальных элементов IA группы. Особые свойства характерны для всех элементов II периода. В отличие от остальных ионов щелочных металлов, у которых по 8 электронов на предвнешнем уровне ион Li+ имеет только 2 электрона. У лития на кайносимметричной 2р-орбитали нет еще ни одного электрона.
Связь лития с другими элементами имеет менее ионный характер, что приближает его к магнию (диагональное сходство элементов в периодической системе). В периодической системе только у 2-го или даже 3-го элемента А групп полностью проявляются характерные свойства. Аномальное поведение Li заключается в том, что у Li самое отрицательное значение электродного потенциала и можно ожидать, что Li поэтому должен быть самым активным из всех металлов. Но это не так. По активности он близок к Mg, Ca. Поэтому низкое значение электродного потенциала объясняется тем, что у Li самая высокая энергия гидратации из-за малого размера атома. Такая закономерность справедлива лишь для всех водных растворов. По химическим свойствам Li отличается от щелочных металлов, как и его соединения.
Подобно соединениям магния малорастворимы в воде LiF, Li2CO3, Li3PO4. LiOH менее других растворим в воде.
Li взаимодействует с азотом Li3N,
6Li + N2 → 2Li3N-3 (нитрид лития),
с кремнием − Li4Si,
4Li + Si → Li4Si (силицид лития)
с углеродом – Li2С2,
2Li + 2C = (ацетиленид лития)
с водородом − LiH,
2Li + H2 → 2LiH (гидрид лития)
с кислородом − Li2O
4Li + O2 → 2Li2O (оксид лития)
Гидроксиды МеОН, за исключением LiOH выдерживают нагревание до более 1000С, LiOH разлагается при температуре красного каления (550 – 6000С).
Кислородосодержащие соединения (LiOH, LiNO3, Li2CO3) при нагревании разлагаются.
Li2CO3 Li2O + CO2↑
Малый радиус иона Li+ обусловливает возможность координации лигандов вокруг этого иона, образование большого числа двойных солей, различных сольватов, высокую растворимость ряда солей лития в органических растворителях (подобно
Аналогию в свойствах соединенийлития и магния можно объяснить близостью величин их ионных радиусов
r (Li+) = 0,068 нм, r (Mg+2) = 0,074 нм.
Применение щелочных металлов и их соединений
Алюминий-литиевые сплавы нашли применение в авиационной и космической технике.Литий используется при производстве литиевых аккумуляторов, такие аккумуляторы применяются в кардиостимуляторах.Расплавы натрия и калия используются в качестве теплоносителей в атомных реакторах и в авиационных двигателях.Пары натрия используются в люминесцентных светильниках.Натрий служит катализатором в производстве каучука.Натрий используется при производстве калия, титана, циркония и тантала, а также тетраэтилсвинца – добавки, улучшающей детонационные свойства бензина.Пероксид натрия и надпероксид калия используются в подводных лодках и космических кораблях для регенерации кислорода.Гидроксид калия применяется для получения жидкого мыла и стекла. Гидроксид натрия используется для производства бумаги, искусственных тканей, мыла, очистки нефтепроводов, в производстве искусственного волокна и в щелочных аккумуляторах.Хлорид натрия – пищевой продукт и сырье для получения натрия и его соединений, применяется в медицине для приготовления физиологического раствора.
Карбонат натрия используется для производства бумаги, мыла и стекла.
Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) применяется в медицине, кулинарии, в производстве минеральных вод, используется в огнетушителях.
22)Синильная кислота и цианиды, их получение и свойства. Комплексные соединения, содержащие ион CN-.
Сини́льная кислота́, HCN — бесцветная, очень летучая, легкоподвижная жидкость с характерным запахом. Основой способ получения цианидов щелочных металлов — взаимодействие соответствующего гидроксида с синильной кислотой, в частности, это основной промышленный метод получения наиболее крупнотоннажного цианида — цианида натрия. Другой промышленный метод получения цианида натрия — сплавление цианамида кальция с углем и хлоридом натрия либо содой:
CaCN2 + C + 2 NaCl 2 NaCN + CaCl2 Цианиды щелочных металлов также могут быть получены взаимодействием металла с дицианом: : N≡C-C≡N + 2Na = 2NaCN или из роданидов, нагревая их в присутствии железного порошка: : KSCN + Fe =KCN + FeS Синильная кислота содержится в некоторых растениях, коксовом газе, табачном дыме. Пары синильной кислоты горят на воздухе фиолетовым пламенем с образованием Н2О, СО2 и N2. В смеси кислорода со фтором горит с выделением большого количества тепла:
2HCN + O2 + F2 = 2HF + 2CO + N2 + 1020kJ.
Синильная кислота широко применяется в органическом синтезе. Для обнаружения синильной кислоты NaOH + HCN = NaCN + Н20;
FeSО4 + 2NaCN = Fe(CN)2 + Na2SО4;
Fe(CN)2 + 4NaCN = Na4[Fe(CN)6];
3Na4[Fe(CN)6] + 2Fe3(SО4)3 = Fe4[Fe(CN)6]3 + 6Na2SО4
21)Соединения с серой; сероуглерод, способы получения и свойства.
Сера - типичный неметалл. В Н2О не растворима. Взаимодействуют почти со всеми элементами:
S + C = CS2
S + F2 = SF6
S + Fe = FeS
S + Na = Na2S
S + H2 = H2S
S + HNO3(конц.) = H2SO4 + NO2 + H2O
S + NaOH = Na2S + Na2SO3 + H2O Химические свойства:
1) при нагревании сера реагирует с водородом, образуя сероводород: S + Н2 = H2S;
2) взаимодействуя с металлами, сера образует сульфиды: S + Fe = FeS; 2Al + 3S = Al2S3;
3) при сжигании серы в струе кислорода образуется сернистый газ или сернистый ангидрид SO2: S + O2 = SO2;
4) чистая сера способна проявлять восстановительные свойства: S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO.
Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит ее затвердевание (вулканизация).Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит, являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски При нагревании (750-1000С) углерод реагирует с серой, образуя сероуглерод, органический растворитель (бесцветная летучая жидкость, реакционноспособное вещество), огнеопасен и летуч.
Пары CS2 – ядовиты, применяется для фумигации (окуривания) зернохранилищ против насекомых - вредителей, в ветеринарии служит для лечения аскаридоза лошадей. В технике – растворитель смол, жиров, йода.
С сульфидами металлов CS2 образует соли тиоугольной кислоты – тиокарбонаты.
.
10)Бор. Соединения с водородом, их получение и свойства; электроннодефицитные молекулы (диборан).Получение бора
1. Термическое разложение гидридов бора:
B2H6 2B + 3H2
2. Магнийтермией из оксида бора:
B2O3 + 3Mg 3MgO + 2B
B2O3 + Zn ZnO + B
3. Из хлорида бора:
2BCl3 + 3Zn 3ZnCl2 + 2B
Непосредственно активно бор реагирует только со фтором, однако при нагревании протекает взаимодействие с кислородом, азотом, углеродом.
B + 2F2 → BF4
4B + 3O2 2B2O3
2B + N2 2BN
4B + 3C B4C3
Бор реагирует с горячими концентрированными кислотами H2SО4 и HNO3
B + H2SO4конц. → H3BO3 + SO2↑ + H2O
B + HNO3конц. → H3BO3 + NO2↑ + H2O
Со щелочами реагирует только в присутствии сильных окислителей:
B + NaOH + H2O2 → NaBO2 + H2O
Однако аморфный бор может реагировать со щелочами при кипячении:
Bаморфн. + NaOH NaBO2 + H2↑
SiO2 + B → Si + B2O3
Получается смесь бороводородов (боранов). Бораны известны газообразные, жидкие и твердые.
В2Н6 – диборан – газ
В4Н10 – тетраборан – жидкость
В10Н14 – твердый боран.
Они имеют неприятный запах и очень ядовиты. Большинство из них самовоспламеняются и разлагаются водой.
2В4Н10 + 11 О2 = 4В2О3 + 10 Н2О
В2Н6 + 6 Н2О = 2Н3ВО3 + 6Н2
9)Подгруппа бора. Общая характеристика элементов. Отличия бора и алюминия между собой от других элементов подгруппы.
III-A группа – B, Al, Ga, In, Tl – характеризуются наличием 3-х электронов в наружном электронном слое атома, причем у бора на предвнешнем слое атома – 2 электрона, у алюминия – 8 электронов, Ga, In, Tl – 18 электронов. Все элементы металлы, за исключением бора.
При переходе от Al к Ga радиус атома уменьшается. Это связано с тем, что у Ga заполнение р - подуровня начинается после того, как заполняется 3d10 электронная оболочка. Под действием 3d10 - электронов электронная оболочка всего атома сжимается и размер атома уменьшается. Температура кипения закономерно уменьшается от B к Tl. Температура плавления незакономерно из-за особенностей строения кристаллической решетки. Образуют соедине ния с галогенами ЭГ3, серой Э2S3, азотом ЭN. Металлические свойства резко усиливаются при переходе от бора к алюминию, несколько ослабевают у галлия, и вновь постепенно растут при переходе к таллию. В отличие от бора атом алюминия имеет свободные d-подуровни на внешнем уровне. У Al3+ небольшой радиус и довольно высокий заряд, за счет чего он является комплексообразователем с координационным числом 4 или 6. Соединения Al более устойчивы, чем бора.
23)Роданистоводородная кислота и ее соли; получение и свойства. Применение углерода и его неорганических соединений. Роданистоводородная кислота — желтоватая, маслянистая, резко пахнущая жидкость. Химическая формула HSCN. Реагирует с щелочными металлами При осторожном нагревании в вакууме образуется родануровая кислота, легко разлагающаяся обратно в HNCS при 3-5 °C. Кислота, которая существует в виде смеси с изомерным соединением изоцианатовой кислоты (формула — HNCS). Это серный аналог цианистой кислоты. Окисляется KMnO4 — до серной кислоты, H2O2 — до HCN, Br2 — до BrCN. Постепенное окисление приводит к родану (SCN)2. Сероводородом разлагается до сероуглерода и аммиака. Присоединяется к ненасыщенным соединениям. Соли этой кислоты называются тиоцианатами. Углерод встречается в природе в свободном виде и в соединениях. Его аллотропные видоизменения – алмаз, графит, карбин, фуллерен. К неорганическим соединениям углерода относятся СО и СО2.
С + О2 СО2
С + О2 СО
С + Н2 СН4
С + S2 CS2 (сероуглерод)
С + F2 СF4 Углерод широко используется в виде простых веществ. Драгоценный алмаз является предметом ювелирных украшений; Графит применяют для изготовления плавильных тиглей, футеровочных плит, электродов, Углерод входит в состав сталей и сплавов в элементном состоянии и в виде карбидов. Сажа (технический углерод) применяется как наполнитель в производстве резины, пластмасс; пигмент в лакокрасочной промышленности.
.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
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.
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 + HCIконц Sn+2CI2 + H2
Sn + H2SOконц Sn+4(SO4)2 + SO2 + H2O
Sn + HNO3разб Sn (NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Sn + HNO3конц 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 + 4HCI дымообразователь, 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
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 SiO44- которые через атом кислорода соединены друг с другом.
Сочетания тетраэдров могут соединяться в цепочки, ленты, сетки и каркасы.
Важные природные силикаты 3MgOH2O4SiO2 тальк, 3MgO2H2O2SiO2 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 (H2OSiO2) – метакремниевая (не существует реально)
H4SiO4 (2H2OSiO2) – ортокремниевая (простейшая реально существующая только в растворе)
H2Si2O5 (H2O2SiO2) – 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.
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
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 + 2H2O Гидроксид 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
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:
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.
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.
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 + ЗН2О Кадмий способен накапливаться в растениях (больше всего в грибах) и живых организмах (особенно в водных), по этой причине кадмий можно обнаружить в морских осадочных породах В 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.
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] + Н2O При 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
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
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+Н2О С 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+4KCNK2[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
8)Карбонаты и гидрокарбонаты. Жесткость воды и способы ее устранения. Особенности магния и его соединений.
В природных водах содержатся соли кальция, например, благодаря растворимости гипса CaSO42H2O. В присутствии СО2 растворяются в воде карбонаты кальция и магния
Вода, в которой много растворимых солей Ca и Mg считается жесткой. Жесткость воды выражается числом миллиэквивалентов ионов Са2+ и Mg+2, содержащихся в 1 л Н2О.
Только растворимые соли Ca и Mg обуславливают жесткость воды. Различают временную и постоянную жесткость воды. Временная (карбонатная) жесткость воды связана с наличием в воде растворимых гидрокарбонатов Ca и Mg. Ее устраняют нагреванием (кипячением).
или добавлением известковой воды, фосфатов
, или
3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 3Na2CO3 + 3H2O + 3CO2↑
Устранить жесткость – значит получить нерастворимые соли. При этом образуется накипь СаСO3 и MgCO3. Накипь плохо проводит тепло, вызывает увеличение расхода топлива.
Постоянная жесткость обусловлена наличием в растворе Са и Mg-солей сильных кислот – сульфатов, хлоридов. Кипячением она не устраняется. Постоянная жесткость удаляется добавлением соды и извести
MgSO4 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + Ca SO4
Общая жесткость – сумма временной и постоянной жесткости.
Общую жесткость можно удалить действием соды и известкового молока (содово-известковый способ).
. Все это химические способы устранения жесткости.
МАГНИЙ химический элемент IIА группы третьего периода периодической системы Менделеева, атомный номер 12, атомная масса 24,305. Электронная конфигурация нейтрального атома 1s22s2p63s2, согласно которой магний в стабильных соединениях двухвалентен (степень окисления +2). Простое вещество магний — легкий, серебристо-белый блестящий металл. При горении: 2Mg + O2 = 2MgO.
Он реагирует с различными кислотами: MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O. При нагревании магний вступает во взаимодействие с серой, давая сульфид магния: Mg + S = MgS. Металлический магний при комнатной температуре реагирует с галогенами, например, с бромом: Mg + Br2 = MgBr2. Одновременно с оксидом образуется и нитрид магния Mg3N2: 3Mg + N2 = Mg3N2.
3)Соли, щелочных металлов. Свойства и их применений. Промышленные способы получения соды.
При получении солей щелочных металлов в случае натрия и калия обычно исходят из встречающихся в природе хлоридов. В случае лития из природных соединений, как правило, изготовляют прежде всего карбонат, который сравнительно легко получается в чистом виде вследствие своей плохой растворимости; Щелочные металлы — чрезвычайно легкие металлы. Калий и натрий легче воды; литий плавает в керосине; литий самый легкий среди всех твердых при обычной температуре элементов. Щелочные металлы имеют серебристо-белый металлический блеск, за исключением цезия, который в чистом состоянии — золотисто-желтый. Наиболее твердый из них — литий — обладает твердостью. Щелочные металлы разлагают воду. При этом, литий при взаимодействии с водой не плавится, в отличие от натрия, а калий реагируя с водой воспламеняется. Рубидий и цезий еще более активно реагируют с водой, которые при доступе кислорода воспламеняются, даже в отсутствие воды, в тот час как другие щелочные металлы в токе кислорода или на сухом воздухе воспламеняются только при нагревании. При горении лития образуется оксид лития Li2О, который имеет не большии примеси перекиси Металлический натрий используют в качестве исходного продукта при производстве перекиси натрия (моющее средство), Металлический калий также иногда употребляют в лаборатории. Кроме того, калий и прежде всего цезий применяют в фотоэлементах. Некоторые соли лития принимают как лечебное средство от подагры. Минеральные воды, употребляемые для борьбы с этой болезнью, в качестве действующей составной части содержат соли лития. Получение соды по методу Сольве
Исходные вещества NH3, CO2, NaCl,
вначале получают CO2
CaCO3 CaO + CO2
В теплый насыщенный раствор NaCl пропускают аммиак, а затем углекислый газ, вначале образуется NH4HCO3
1),
далее он вступает в обменную реакцию с NaCl
2) .
Из 4-х солей наименее растворим в воде NaHCO3, который выпадает в осадок, затем при нагревании
3) .
2)Оксиды, пероксиды, надпероксиды. Гидроксиды: их свойства и методы получения/
Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr.
ЭОH Э+ + OH-
Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы. Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н2О со взрывом. Все растворимы в воде – щелочи.
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH реакционная способность увеличивается
NaOH + HCl → NaCl + H2O
NaOH + CO2 → NaHCO3
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
2NaOH + BeO + H2O → Na2[Be(OH)4]
Сl2 + KOH → KCl + KClO + H2O
холодная
Сl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O
горячая
3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
2AlCl3 + 6NaOH(недост.) → 2Al(OH)3 + 6NaCl
AlCl3 +4NaOH(избыт.) → Na[Al(OH)4] + 3NaCl
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]
С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.
4Li + O2 → 2Li2O – оксид лития
2Na + O2 → Na2O2 – пероксид натрия
K + O2 → KO2 – надпероксид (супероксид калия)
Пероксиды содержат диамагнитный ион О22-, надпероксиды– парамагнитный ион О2-.
Все озониды, пероксиды, надпероксиды сильные окислители и разлагаются водой.
KO2 + H2O → KOH + O2 + H2O2
KO2 + H2O(теплая) → KOH + O2
КО3 + H2O → KOH + O2
Причем разложение может идти как обменное взаимодействие.
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
1)Подгруппа лития. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе, способы получения. Свойства: взаимодействием с кислородом, галогенами, водой и водородом. В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns1, сильно удаленному от ядра, с низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1. Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней.
В группах по мере увеличения числа энергетических уровнейатомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион , сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать.
Энергия ионизации – это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns1, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками, увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li+ самый слабый окислитель.
С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО).
Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру. У щелочных металлов тип металлической
От Li к Cs увеличиваются размеры атомов и межъядерные расстояния в кристаллических решетках. Так как химическая связь большей длины является менее прочной, то по мере роста межъядерного расстояния уменьшается прочность кристаллических решеток, поэтому снижаются температуры плавления и кипения. Щелочные металлы активно окисляются кислородом воздуха при обычной температуре, поэтому их хранят под слоем керосина или бензина.
4Э + О2 = 2Э2О
Взаимодействуют с другими окислителями (галогенами, серой, фосфором), образуя соединения LiCl, Li2S, Li3P, NaBr, Na2S.
С азотом взаимодействует только литий при обычной температуре.
6Li + N 2 = 2Li3N
Нагревая щелочной литий в струе газообразного водорода получают гидрид.
2Li + Н2 = 2LiH-.
С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.
4Li + O2 → 2Li2O – оксид лития
2Na + O2 → Na2O2 – пероксид натрия
K + O2 → KO2 – надпероксид (супероксид калия)
Пероксиды содержат диамагнитный ион О22-, надпероксиды– парамагнитный ион О2-.
Оксиды Na и K могут получиться при недостатке кислорода. Элементы могут образовывать озониды по реакции с озоном:
K + O3 → KO3
KOH + O3 → KO3 + O2 + H2O Оксиды щелочных металлов Ме2О – кристаллические термически устойчивые вещества, при взаимодействии с водой образуют щелочи.
Ме2О + Н2О = 2МеОH
Ме2O + H2O → 2MeOH лабораторные способы
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ получения щелочей Получение Li:
2LiCl2Li + Cl2
расплав
K ( -) Li+ + 1e →Li0
A (+) 2Cl- - 2e →Cl2
Электролизом водных растворов щелочных металлов их получить нельзя.
а) металлотермией из расплавов солей или оксидов;
LiCl + Na Li + NaCl
CsCl + Na Cs + NaCl
78)Общая характеристика f – элементов. Лантаноиды и актиноиды. Лантаноидное сжатие и его влияние на свойства d-элементов. Лантаноиды. Семейство из 14 элементов (4f-элементы), следующих за La, общий символ Ln. Электронные конфигурации Ln отражают внутреннюю периодичность, проявляющуюся в некоторых свойствах Ln3+, у которых 4f-орбитали заполняются сначала по одному (подсемейство церия: Ce – Gd), а потом по второму электрону (подсемейство тербия: Tb – Lu). Уменьшение атомных и ионных радиусов приводит к лантаноидному сжатию, вследствие которого элементы, следующие за Lu, по своим свойствам оказываются очень похожими на своих предшественников по группам (Zr и Hf, Nb и Ta, Mo и W, Tc и Re). Cеребристо-белые металлы, тускнеющие во влажном воздухе, при нагревании разлагают воду, взаимодействуют со всеми кислотами (кроме H3PO4 и HF), образуя преимущественно ионы Ln3+, другие степени окисления свойственны Ce, Pr, Tb, Dy (4+), Sm, Eu, Tm, Yb (2+). С H, B, C, N, O, халькогенами, галогенами образуют вполне устойчивые соединения. По химическим свойствам достаточно схожи, разделяют ионообменной хроматографией и экстракцией. Разделенные Ln3+ используют для получения химических соединений с нужными люминесцентными, спектроскопическими и магнитными свойствами, изготовления неодимовых стекол (лазеры), люминесцентных преобразователей (приборы ночного видения), изготовления постоянных магнитов (SmCo5). Основная доля используется в виде смесей металлов или оксидов и других соединений с природным содержанием Ln для изготовления катализаторов, легирующих добавок в металлургии, полировочных паст, аккумуляторов газообразного водорода (LnNi5)
Актиноиды. Семейство из 14 элементов, следующих за Ac, (5f-семейство), общий символ An. Первые три – Th, Pa, U – встречаются в природе, Делятся на два подсемейства Th – Cm (цискюриды) и Bk – Lr (транскюриды). Первое подсемейство во многом отличается от соответствующих лантаноидов, проявляя помимо An3+ и более высокие степени окисления An4+ (Th, Pa, Am, Cm), An4+, 5+, 6+ (U, Np, Pu) и даже Pu7+. Второе подсемейство по химическим свойствам ближе к соответствующим лантаноидам, хотя для менделевия известны соединения Md1+, а для лоуренсия – Lr4+.
Лантаноидное сжатие — химический термин, используемый для описания явления уменьшения ионных радиусов химических элементов, входящих в группу лантаноидов ,которое приводит к меньшим, по сравнению с ожидаемыми, величинам ионных радиусов последующих элементов, начиная с гафний. Гафний и последующие за ним как раз таки и есть d-элементы VI периода.
Благодаря эффекту лантаноидного сжатия радиусы атомов d - элементов, находящихся в одной группе, но в разных периодах ( 5 - м и 6 - м), практически остаются одинаковыми, что приводит к такому сходству между ними, за которое их иногда называют элементами-близнецами
77)Соединения ртути (I), получение, устойчивость, реакции диспропорционирования; соли ртути (I), каломель. Красный оксид ртути получают нагреванием ртути до 350 °C или пиролизом нитрата ртути.
2Hg + O2 → 2HgO
2Hg(NO3)2 → 2HgO + 4NO2↑ + O2↑
Жёлтый оксид получают осаждением солей ртути(II) щелочами, например:
HgS + 2NaOH → HgO + Na2S + H2O↑ Ртутные руды содержащие ртуть подвергают окислительному обжигу
HgS + O 2 = Hg + SO 2 Соединения в зависимости от условий проявляют окислительные и восстановительные свойства:
под действием окислителей соединения легко переходят в производные Hg2+:
Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2;
при воздействии восстановителей соединения восстанавливаются до металлической ртути:
Hg2Cl2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + Hg + 2HCl.
Соединения ртути (I) склонны к диспропорционированию с выделением свободной ртути и образованием соединений ртути (II):
= Hg + Hg2+.
По этой причине невозможно получить по обменным реакциям Hg2S, Hg2(CN)2. Более устойчивы Hg2Cl2, Hg2SO4.
Практическое значение имеет хлорид ртути (I) Hg2Cl2 – каломель. Её получают по обменной реакции:
Hg2(NO3)2 + 2NaCl = Hg2Cl2 + 2NaNO3.Хлорид ртути(I) Hg2Cl2 (каломель) – тяжелый белый порошок без вкуса, без запаха, нерастворим в воде, медленно разлагается на свету. Он реагирует с гидроксидом аммония, образуя свободную ртуть в виде высокодисперсного черного порошка. Каломель используется как слабительное, диуретик, антисептик. В промышленности ее используют для производства бенгальских огней и художественного фарфора. В научных лабораториях часто применяется каломельный электрод.
Получение
Hg + Br2 = HgBr2
HgO + 2HCl(сулема) = HgCl2 + H2O
Сулему также получают растворением ртути в царской водке.
Химические свойства:
HgI2 + 2KI = K2[HgI4](реактив Несслера) Сульфат ртути (II) и нитрат ртути (II). Получают растворением ртути или оксида ртути (II) в концентрированных серной или азотной кислотах соответственно.
Hg + 2H2SO4(горячая,конц.) = HgSO4 + SO2 + 2H2O
HgO + H2SO4 = HgSO4 + H2O3Hg + 8HNO3(конц.) = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O
HgO + 2HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O
Более активные металлы легко вытесняют ртуть из ее солей:
Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg
76)Оксиды и гидроксиды элементов подгруппы цинка.Свойства, получение; соли, общая характеристика солей, растворимость, гидролиз, получение и свойства. Комплексные соединения. Цинк и его соединения
Цинк - металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2; соединения цинка неокрашены. растворяется в разбавленных кислотах и щелочах
Zn + 2НCl = ZnCl2 + H2
Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O=Na2[Zn(OH)4] + H2- Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Ион Zn2+ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4. В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака:
Zn(OH)2 + 2NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2 Кадмий и его соединения Кадмий - белый, блестящий, мягкий, ковкий металл; очень мало растворяется в неокисляющих кислотах, хорошо растворяется в разбавленной HNO3 Кадмий образует только один ряд соединений, где он двухвалентен. Ион Сd 2+ - бесцветен.
Оксид кадмия СdО (коричневого цвета) и гидроксид кадмия Сd(ОН)2 (белого цвета) проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах.
CdO + 2HCl = CdCl2 + H2O
(CdO + 2H+ = Cd2+ + H2O)
Cd(OH)2 + 2HCl =CdCl2 + 2H2O
(Cd(OH)2 + 2H+ = Cd 2+ + 2H2O) Гидроксид кадмия растворяется в водном растворе аммиака:
Cd(OH)2 + 4NH3 = [Cd(NH3)4](OH)2 Ртуть и ее соединения Ртуть - серебристо-белый, блестящий, единственный жидкий при комнатной температуре металл; обладает низкой электропроводностью На воздухе проявляет устойчивость. Реагирует с серой и галогенами:
Hg + S = HgS
Hg + Br2 = HgBr2 Ртуть легко растворяется в концентрированной азотной кислоте – образуется нитрат ртути (II):
Hg + 4HNO3 = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
При растворении ртути в разбавленной азотной кислоте образуется нитрат ртути (I),
6Hg + 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте в зависимости от избытка ртути или кислоты образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути:
Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O
2Hg + 2H2SO4 = Hg2SO4 + SO2 + 2H2O
Ртуть растворяется в царской водке:
3Hg + 2HNO3 + 6HCl = 3HgCl2 + 2NO + 4H2O Галогениды ртути (II)
Реакция должна протекать без доступа воздуха. В противном случае гидроксид железа (II) окисляется до гидроксида железа (III). Оксид и гидроксид железа (III) проявляют амфотерные свойства, они взаимодействуют с кислотами и с щелочами:
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6]
Fe2O3 + 2KFeO2 + H2O
Соли железа (II) под действием окислителей проявляют восстановительные свойства. Соли железа (III) - слабые окислители.
Железо и его соединения имеют большое значение для народного хозяйства. Сплавы железа с углеродом и другими веществами - стали являются основными конструкционными материалами. В хим. промышленности железо используют как катализатор.
70)Оксиды и гидроксиды железа, их свойства и получение; соли комплексные соединения. Железо находится в побочной подгруппе VIII группы Периодической системы. Строение электронной оболочки атома: 3d64s2.
1s22s22p63s23p63d64s2
Атомы железа проявляют степень окисления +2 и +3.
Железо является одним из самых распространенных элементов в природе, массовая доля в земной коре - 5,1%. Железо входит в состав большинства горных пород. Основными железными рудами являются магнитный железняк, бурый железняк и красный железняк.
Свойства. Железо - серебристо-белый металл. На воздухе подвергается коррозии, покрываясь ржавчиной. Чистое железо достаточно мягкое и пластичное. Температура плавления 1539°С. В интервале температур 910-1390°С железо образует кубическую гранецентрированную решетку. Железо является достаточно хим.активным металлом. 1. Взаимодействие с неметаллами. При нагревание железо реагирует с многими неметаллами:
Fe + S = FeS
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
2. Взаимодействие с водой. Железо взаимодействует с водой лишь при высоких температурах (свыше 700°С):
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H
3. Взаимодействие с кислотами. Железо растворяется в хлороводородной и разбавленной серной кислотах, образуя соли железа (II) и водород:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
В достаточно концентрированной серной кислоте реакция просекает по уравнению:
Fe + 2H2SO4 = FeSO4 + SO2 + 2H2O
В серной кислоте очень высокой концентрации железо пассивирует. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует. Продукты взаимодействия в зависимости от концентрации кислоты могут быть различными. В концентрированной азотной кислоте железо пассивирует.
4. Взаимодействие с солями. Железо может вытеснять некоторые металлы из растворов их солей:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
5. Взаимодействие с оксидом углерода (II). Железо, взаимодействуя с этим оксидом, образует пентокарбонил железа:
Fe + 5CO = [Fe(CO)5]
Оксид железа (II) и гидроксид железа (II) - вещества основного характера, легко взаимодействуют с кислотами:
Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O
Оксид железа (II) можно получить, восстанавливая оксид железа (III) водородом:
Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O
Гидроксид железа (II) образуется при действии щелочей на растворы солей железа (II):
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2? + Na2SO4