Реферат по предмету "Химия"

Узнать цену реферата по вашей теме


Шпоры по химии

1)Комплексные соединения. Основные типы и номенклатура, структура и свойства. В зависимости от заряда разл. анионные комплексы: [PF6] [Zn(CN)6]-4, [Al(OH)4]-; катионные комплексы [Cu(NH3)4]2+, [Ni(H2O)4]2+; и нейтральные комплексы: [Pt(NH3)4Cl2]. Заряд комплекса численно равен алгебраической сумме заряда централь¬ного иона и заряда лиганда. Пр.: [Zn(CN)4], Z=ZZn2++4ZCN-=2+4*(-1)=-2 Комплексообразователем служат атомы или ионы имеющие вакантные


орбитали. К наиболее распространенным комплексообразователям относятся d-элементы 7, 8, 1, 2 – подгрупп. Лиганды – к ним относят простые анионы F Cl I- или нейтральные молекулы NH3, H2O, CO, H2, NCH2, CH2, NH2; сложные анионы: CN CNS Ионы или отдельные атомы ионов и молекул легандов имеют неподеленые пары электронов. Основные типы и номенклатура комплексных соединений.


Диссоциация компл. соединений в р-ре. 1. Аминокомплексы – комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака [Cu(NH3)4]SO4, [Co(NH3)6]Cl3. Комплексы, в которых легандами служат молекулы амина (СH3NH2-метиламин, C2H5NH2-этиламин. 2. Аквакомплексы – в которых лигандом выступает H2O. ([Al(H2O)6]Cl3) 3. Ацидокомплексы-в них лигандами явл. анионы, к ним относятся комплексы типа двойных солей K2[PtCl4], K4[Fe(CN)6], PtCl4*2KCl, Fe(CN)2*4KCN; так же комплексные кислоты


H2[SiF6]; или гидрокомплексы: Na2[SN(OH)4], Na2CSN(OH)6 4. циклические (Клешневидные). Они содержат леганд, который как бы охватывает центр. ион подобно клешням рака. Номенклатура комплексных соединений. F фторо, NO3—нитрато, I—иодо, NH3-аммин, H2O-аква, CO-карбонил, O-оксо, OH-гидроксо, SO32- -сульфито, NO2-нитро, Cl-хлоро,


CrO42- хромато, VO3—ванадато. PO43—фосфато, CN—циано, SCN родано 1. комплексные соединения неэлектролиты – Перечисление лигандов начинают с конца формулы по направлению к центр. атому. У центр. атома не указывается степень окисле¬ния.[CrF3(H2O)3] = 3-аква-3-фторохром, PtCl4[(NH3)2 диамин-тетрахлораплатина, [Co(NO2)3(NH3)2] = 3-амин-3-нитрокобальт 2. соединения с комплексными


катионами: Вначале ука¬зыв. название внешнесферного аниона, затем тоже самое (1). Степень окисления центрального иона указыв. после его названия римскими цифрами. [PtCl(NH3)3]Cl = хлорид-3-амин хлоро платинны (II); 3. Соединения с комплексными анионами. В начале ука¬зывается название комплексного аниона, на¬звание заканчивается –ат, после чего в Род. падеже указывается внешнесферный катион, степень окисления цен¬трального иона указывается римскими


цифрами в скобках перед его названием. Ba2+[CrIII(SCN)4-(NH3)2]-2=диамин тетрорадано (III) хромат бария. 4.Соединения с комплексным анионом и катионом. На¬звание таких соединений складывается из названия аниона в Имен. падеже. и катиона в Род. Падеже [CoIII(NH3)6]3+[CoIII(NO2)6]3-=гексонитр о-(III)-кобальтат-гек¬самин кобальта (III). 3)Щелочные и щелочноземельные металлы. Получение, свойства, применение. ІА щелочные Ме: Li,


Na, K, Rb, Cs, Fr – степень окисления +1 ІІА щелочнозем. Ме: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – степ. окисл. +2 Sp – гибридизация Физические св-ва: В свободном состоянии – типичные Ме, в среде имеют серебристый металлический блеск, у Cs – золотистый срез. На воздухе быстро тускнеют (исключения:


Be и Mg), они сохраняют металлический блеск, т.к. покрываются защитной оксидной плёнкой. Получение: 1) Электролизом расплава смеси соли LiCl и KCl 2) Восстановлением оксида: 2LiO+Si=4Li+SiO2 Na получают электролизом расплава NaCl и NaOH K получают восстановлением из расплава KOH и KCl или электролизом расплава KCl в вакууме. 6KCl+4CaO+2Al=3CaCl2+CaO*Al2O3+6K 593; 4KCl+4CaO+Si=2CaO*SiO2+4K


KCl+CaC2=CaCl2+2C+K Li, Na, K – хранят в герметичной железной таре. Rb, Cs – в запаянных стеклянных ампулах. Щелочноземельные Ме получают также электролизом расплава галидов, а также Mg: MgO+C=Mg+CO MgO+CaC2=Mg+CaO+2C Ca, Ba, Sr: 6CaO+2Al=3Ca↑+3CaO*Al2O3 Химические свойства: Атомы s-элементов могут только отдавать электроны.


Энергия сродства к электрону равна 0. 1) с O2 (реакция горения) щел: Ме+O2=Ме2O ; щелочнозем : Ме+О2=МеО Be и Mg взаимодействуют с О2 только с поверхностью, т.к. образуется оксидная пленка при тушение горячего Na, K нельзя применять огнетушители с жидким СО2 , т.к. может произойти взрыв, их засыпают NaCl, KCl. При сжигании: с кислородом. Li +O2=Li2O ;


2Na+O2=Na2O2 – пероксид K, Rb, Cs : K+O2=KO2 – супероксид Щелочноземельные Ме сгорают в кислороде, образуя оксиды, при дальнейшем окисление могут получены пероксиды. 2)При обычной температуре взаимодействуют с галогенами. При этом образуется галиды, сульфиды, нитриды, гидриды, фосфиды. 3) с H2O : щел: Ме+H2O=МеОН+Н2↑ щелочнозем:


Ме+Н2О=Ме(ОН)2+Н2↑ 4) с кислотами: Легко растворяются с разбавленной серной кислоте, в разбавленной азотной кислоте растворяется с выделением NH4 : Mg+2HCl→MgCl2+H2 Mg+HNO3(разб)→Mg(NO3)2+NH4NO3+ H2O Be – растворяется в HNO3 только при нагревании. 5) с щелочами только Be – его оксид обладает амфотерными свойствами Be+KOH+H2O=K2[Be(OH)4]+H2 K2[Be(OH)4]=K2BeO2+H2O 5)Жесткость воды.


Методы её устранения. Наличие в природной воде солей кальция и магния обуславливают её жесткость. Различают временную и постоянную жесткость воды. Временную жесткость придают воде гидрокарбонаты, постоянную – сульфаты и хлориды Ca (ІІ) и Mg (ІІ). Жесткость воды устраняют физическими и химическими методами. Временная жесткость устраняется кипячением воды. При этом гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты: Са(НСО3)2=СаСО3+СО2+Н2О Химическое умягчение основано на введение в воду реагентов, обогащающих


её анионами СО3 и ОН, в результате чего образуется малорастворимые CaCO3 и Mg(OH)2. Для этого природную воду обрабатывают гашеной известью или содой: CaSO4(р)+Na2CO3(р)=CaCO3(т)+Na2SO4(р) Ca(HCO3)(р)+Ca(OH)2(р)=2CaCO3(т)+2Н2О(ж) MgSO4(р)+Ca(OH)2(р)=Mg(OH)2(т)+CaSO4(р) Для удаления ионов Ca и Mg можно применять также фосфаты натрия, буру, поташ и др.


Широко распространение в технике получил метод устранения жесткости воды путем ионного обмена. В этом методе используется способность некоторых природных и искусственных высокомолекулярных соединений – ионитов – обменивать входящие в их состав радикалы на ионы, находящиеся в растворе. 7)Окислительно-восстановительные св-ва р-элементов и их соединений. Инертные газы не имеют не окислительных, не восстановительных св-в.


Все р-элементы Ме в свободном состоянии проявляют восст. св-ва. В периодах слева на право возрастает окислительная способность атома. В группах ослабление окислительных св-в, нарастание и увеличение восстановит. св-в. С+Н2SO4(конц)=СО2+SO4+H2O S+H2SO4(конц)=SO2+H2O К числу наиболее сильных окислителей относятся хлорная известь. Ca(OH)2+Cl2=CaCl2+Ca(ClO)2+H2O 8)Обзор свойств d-элементов.


Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их получение. Кислотно-сновные св-ва. d-элементы называют переходными, т.к. они обладают промежуточными свойствами между s и p-элементами, их число 32. К ним относятся Ac, Ku. В периодической таблице d-элементы занимают 3 переходных ряда в 4,5 и 6 периодах. Наличие незаполненного d-подуровня обуславливает многие характерные свойства d-элементов: различные


ст.ок кислотно-основные свойства, окислит-восст. св-ва, окраску ионов и др. Свойства элементов в свободном состоянии. d-элементы являются типичными Ме. Общие физические свойства: высокая тепло и электро проводность, пластичность, эти Ме имеют кристаллическое строение. В узлах кристаллической решетки одновременно находятся атомы и положительно-заряженные ионы. Ме- прозрачны, т.к. их гладкая поверхность отражает падающие световые лучи )мелкоизмельченные


Ме их поглощают), отражательная способность выражается в характерном Ме блеске, наиболее ярко блестят Ag и Pd. Если Ме поглощает лучи различных длин волн не одинаково, то он приобретает определенную окраску. Например, Au и Cu поглощают коротко волновые лучи в большей степени. Отраженный свет обогащается длинноволновыми лучами, поэтому


Ме приобретает желтую и красную окраску. Переходные элементы отличаются от непереходных тем, что валентные электроны находятся на двух энергетических уровнях. В химических соединениях может участвовать различное число электронов, поэтому d-элементы проявляют различные ст.ок.: +2 почти у всех d-элементов; Mn +2,+3,+4,+5,+7,+6. Кислотно-основные свойства: в компактном состоянии d-элементы устойчивы на воздухе, многие из них окисляются


с поверхности с образованием защитной плёнки. При нагревании (до 600-1000С) Ме сгорают с образованием оксидов. Некоторые оксиды получают косвенным путем. 2KMnO4+H2SO4=Mn2O7+K2SO4+H2O. Устойчивость оксидов с максимальной степенью окисления – уменьшается в ряду TiO2—V2O5—CrO3—Mn2O7—Fe2O3—Co2O3 увеличивается в группах сверху вниз. Производными оксидов являются гидроксиды. Их можно получить растворением в воде оксида или косвенным


путем. CrO3+H2O=H2CrO4 (хромовая к-та), CrO3+2H2O=H2Cr2O7 (дихромовая) KMnO4+H2SO4=HMnO4+K2SO4. Гидроксиды d-элементов в ст.ок. +2 роявляют основные свойства. Исключения: Zn(OH)2 (амф отерные свойства). Zn(OH)2+2H+=2H2O+Zn2+ Zn(OH)2+2OH-=2H2O+ZnO22 Свозрастанием ст.ок. d-элементов увеличиваются кислотные свойства гидроксидов. Сила кислот в группе d-элементов с одинаковой ст.ок. уменьшается сверху вниз.


H2CrO4—H2MoO4—H2WO4. 9) Окислительно-восстановительные свойства d-элементов и их соединений. d-элементы в свободном состоянии проявляют только восстановительные свойства, они реагируют с кислотами, галогенами и др окислителями. Некоторые взаимодействуют с щелочами в присутствии окислителей. Почти все Ме растворяются в кислотах, окислителях (конц серн. к-та, H2CeO4, HNO3) Os+8HNO3(конц)=OsO4+8NO+4H2O. Малоактивные


Ме (Au, Ta, Nb, Pd, Pt) растворяются в конц. HNO3 только с присутствием HF или HCl. Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O 3Nb+5HNO3+21HF=3H2[NbF4]+5NO+10H2O. d металлы 5 и 6 побочных групп взаимодействуют с расплавленными щелочами в присутствии окислителей. VB: 4Э+5O2+12KOH=4K3ЭO4+6H2O VIB: Э+3NaNO3+2NaOH=Na2ЭО4+3NaNO2+H2O. Соединения d-элементов в высшей ст.ок характерной для элементов данной группы могут проявлять только


окислительные свойства. Для отдельного элемента – чем выше ст.ок тем больше окислительная способность Fe2+ Fe3+ Fe6+. В группах окислительная способность соединений высших ст.ок. уменьшается сверху вниз. В периоде слева направо увеличивается окислительная способность соединений в высших степенях окисл. Соединения с промежуточными ст.ок. в зависимости от условий могут проявлять окислит и восстановит свойства. MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O MnO2+KNO3+K2Cl3=K2MnO4+KNO2+CO2.


Соединения d-элементов со ст.ок. +2 проявляют восстановительные свойства. 13.Кислородосодержащие кислоты хлора. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных св-в кислот. Хлорноватистая кислота – очень слабая, малоустойчивая даже в разбавленных растворах. По мере её разложения равновесие реакции Cl2+H2O→HCl+HOCl смещается вправо. Хлорноватистая кислота – очень сильный окислитель.


Хлорноватая кислота образуется по обменной реакции Ba(ClO3)2+H2SO4=BaSO4↓+2HClO3 и существует только в растворах. Это сильная кислота, хотя её соли в растворах не обладают окислительными св-вами. Хлористая кислота HClO2 неустойчива; по силе и окислительной способности она занимает промежуточное положение между хлорноватистой и хлорноватой кислотами.


Безводная хлорная кислота HClO4 – очень гигроскопичная жидкость. Она нестойка и может взрываться при хранении. При нагревании выше 90°С HClO4 разлагается со взрывом. Она взрывается также при соприкосновении с органическими веществами. Хлорная кислота относится к числу наиболее сильных. Её разбавленные растворы не проявляют окислительных св-в.


Если сопоставить кислородосодержащие кислоты хлора по их важнейшим химическим св-вам – кислотности и окислительной способности, то можно видеть, что с возрастанием степени окисления хлора кислотные св-ва усиливаются, а окислительные ослабевают: 14)Селен, теллур, полоний. Физические и химические свойства. Возможные степени окисления. Соединения. Селен, теллур, полоний. Степени окисления.


У селена и теллура –2, +4, +6. У полония наиболее устойчивое состояние ст.ок. +4 (-2, +2). Полоний – продукт радиоактивного распада урана. В ничтожных количествах присутствует в минералах, содержащих уран. Se, Te находятся в виде примеси в сульфидных рудах. В ряду Se-Te-Po усиливаются Ме свойства. Если сера диэлектрик, то Se, Te имеют как неМе, так и полупроводниковые и Ме модификации.


Po по физическим свойствам похож на Pb и Bi. С водой при нагревании. Модификации селена: серый (наиболее устойчивый), черный и серый – полупроводники. Te аморфный – темно-коричневый и серебристо-белый (полупроводник). Po серебристо-белый Ме. В ряду S-Se-Po усиливается восстановительная способность и уменьшается окислит. способность. S+H2Se=H2S+Se. Сера более сильный окислитель.


Se, Te и их соединения ядовиты: с водородом образуют селеноводород и теллуроводород H2Te H2Se – это ядовитые газы с неприятным запахом. В ряду H2S-H2Se-H2Te увеличивается восстановительная активность. В водных растворах H2Se и H2Te: 2H2Э+O2=2Э+2H2O Растворы H2Se и H2Te – слабые кислоты, сильнее чем уксусная.


Для H2Se известны средние и кислые соли, для H2Te только средние. При нагревании с кислородом образуются диоксиды SeO2 и TeO2. В ряду SO2-SeO2-TeO2 уменьшается кислотный характер оксида. SeO2+H2O=H2SeO3 селенистая кислота, TeO2+H2O=H2TeO3 теллуристая кислота Соли – селениты и теллуриты. H2SeO3+2NaOH=Na2SeO3+2H2O


TeO2+2NaOH=Na2TeO3+H2 В отличие от S+4 для Se+4 и Te+4 характерны окислительные свойства. H2SeO3+2H2SO3=2H2SO4+Se(красный)+H2O H2TeO3+2H2SO3=2H2SO4+Te(черн ый)+H2O. В ряду H2SO3-H2SeO3-H2TeO3 уменьшается сила кислот. Окисление Se+4 и Te+4 или Se0 и Te0 получают селеновую и теллуровую кислоты. H2SeO3+H2O2=H2SeO4+H2O. Селеновая кислота с водой в любых соединениях, а теллуровая нет.


По силе селеновая кислота близка к серной, теллуровая слабее. Обе кислоты – окислители. H2SeO4+2HCl=H2SeO3+C2+H2O. Применение. Селен и многие селениды и телурриды (PbSe, ZnSe, CdTe, HgTe, PbTe) используют для изготовления выпрямитеей и фотоэлементов, применяют как полупроводники, в термоэлементах и солнечных батареях. SeO2 используют в органических синтезах.


Добавка Se к стеклу или эмали окрашивает в красный цвет. 15) Сера. Сероводород. Сульфиды. Соединение серы с галогенами. Сероводород. Полисульфиды. Сера в природе встречается как в свободном состоянии, так и в соединениях. В земной коре 0,1%. Основные минералы: PbS-свинцовый блеск, ZnS-цинковая обманка, Cu2S-медный блеск; а также сульфаты кальция и магния и


FeS2-железный колчедан. Сера при обычных условиях образует хрупкие, желтые кристаллы, она не растворима в воде. Её модификации: тромбическая и моноклинная. Сера-типичные неМе. Со многими Ме соединяется непосредственно, например, Cu, Zn, Fe, а также образует соединения со всеми неМе. Применение серы: вулканизация каучука, для уничтожения вредителей растений, в производстве спичек,


в производстве ультрамарин (синяя краска), сероуглерода. Степени окисления: -2 до +6. Хим. св-ва: 1)S+H2—H2S, 2)S+Cl2—SCl2, 3) S+F2—SF2;SF4; SF6, 4)S+O2—SO2, 5)S+Zn ZnS Сероводород. Сульфиды. На практике: FeS+HCl=FeCl2+H2S. Сероводород(H2S)- бесцветный газ, с неприятным запахом.


Сероводород легко воспламеняется, очень ядовит. Горит глубоватым пламенем. 2H2S+3O2=2SO2+2H2O. Раствор H2S в воде – это сероводородная кислота. Сероводород – сильный восстановитель. Например, H2S+O2—S+H2O. Соли H2S – сульфиды и гидросульфиды. CuSO4+H2S=CuS+H2SO4. Соли подвергаются гидролизу: Na2S+H2O=NaHS+NaOH 2Na++S2-+H2O=Na++HS-+Na++OH


Серебряные и медные предметы чернеют в воздухе и воде, содержащих H2S, т.к. покрываются налётом соответствующего сульфида. 4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O. Полисульфиды. Способность серы к образованию цепи проявляется в существовании многосернистых соединений полисульфидов. H2Sn-сульфан, Na2Sn-полисульфиды. Полисульфиды можно получить:


Na2S+2S—Na2S3. Число n= от 2 до8, чаще 2. Полисульфиды можно рассматривать как аналоги соответствующих пероксидов. Для них хар-ны окислит. и восстановит. св-ва. (NH4)2S2+SnS—(NH4)2SnS3, FeS2+O2—Fe2O3+SO2. Сульфиды бывают кислотные, амфотерные, основные. 16) Сернистый ангидрид, сернистая кислота и ее соли. Тиосерная кислота, тиосульфат натрия. Получается при горении серы в кислороде:


S+O2—SO2, SO2 безцветный газ газ с резким запахом. Св-ва: 1) SO2+H2O—H2SO4, 2)MgO+SO2—MgSO3, 3)SO2+NaOH—Na2SO3+H2O, 4)SO2+1/2O2—SO3. Для SO2 и сульфитов хар-ны восстановит. св-ва.: SO2+Cl2—SO2Cl2, Na2SO3+Cl2+H2O—NaHSO4+HCl. H2SO3 или сульфиты играют св-ва окислителей: H2SO3+H2S—S+H2O, Na2SO4-(t)-Na2S+Na2SO4. Сульфиты


K и Na применяются для отбеливания материалов в текстильной пром-ти, в фотографии. Кислые соли H2SO3 – гидросульфиты. Гидросульфиты при нагревании превращаются в ди сульфиты 2NaHSO3-(t)-Na2S2O5+H2O. При нагревании с серой: Na2SO3+S—Na2S2O3. H2S2O3 – сильная к-та, при комнатной температуре не устойчива H2S2O3—S+SO2+H2O. Тиосульфат натрия сильный восстановитель.


17) Серный ангидрид, серная кислота и ее соли. SO3 – безцветная легкоподвижная жидкость. SO2+1/2O2—SO3. Св-ва: SO3-(t)-SO2+1/2O2, SO3+HCl—HSO3Cl – хлорсульфоновая к-та. Она подвергается полному гидролизу: HSO3Cl+H2O—H2SO4+HCl. H2SO4 – безцветная маслянистая жидкость. Оч. сильно поглощает пары воды и поэтому применяется для осушения газов. Это окислитель. HY+H2SO4(конц)—H2S+Y2+H2O, HBr+H2SO4(конц)—SO2+Br2+H2O,


C+H2SO4(конц)—CO2+SO2+H2O, S+H2SO4(конц)—SO2+H2O. H2SO4 – очень сильная двухосновная к-та. Холодная H2SO4 пассивирует железо. Большинство сульфатов растворимы в воде. Получение H2SO4: 1)Контактный метод. 1. Обжиг сульфидов. FeS2+O2—Fe2O3+SO2, CaSO4-(t)-CaO+SO2+O2. 2. Каталитическое окисление сернистого андигрида.


SO2+1/2O2—SO3, SO3+H2O=H2SO4, H2SO4+SO3=олеум 18)Олеум. Пиросерная к-та. Надсерная к-та. Пероксерная к-та. Олеум. Раствор SO3 в H2SO4-это олеум. Он применяется в промышленности для очистки нефтепродуктов, для производства красителей и взрывчатых веществ. В олеуме часть молекул SO3 соединяется с H2SO4 получается двусерная кислота или пиросерная.


SO3+H2SO4—H2S2O7.Соли – пиросульфаты. Получаются при нагревании гидросульфатов. 2KHSO4=K2S2O7+H2O. Известны пирокислоты: H2SO5-пироксерная, H2S2O8-надсерная – она получается при электролизе 50% раствора серной кислоты. H2S2O8+H2O2—2H2SO5, пироксерная и надсерная к-ты кристаллические вещ-ва, легко разлагаются на H2SO4 и O2. Получение олеума:Контактный метод. 1. Обжиг сульфидов.


FeS2+O2—Fe2O3+SO2, CaSO4-(t)-CaO+SO2+O2. 2. Каталитическое окисление сернистого андигрида. SO2+1/2O2—SO3, SO3+H2O=H2SO4, H2SO4+SO3=олеум 19)Пятая главная подгруппа. Азот. Строение, физические и химические свойства. Степени окисления. Оксиды азота. N, P, As, Sb, Bi усиление металлических св-в. Азот. Азот – главная составляющая воздуха 78,2% в земной коре включает гидросферу и атмосферу.


В виде неорганических соединений азот встречается в небольших количествах – селитры, входят в состав белков живых организмов. Получение азота сводится к отделению его от кислорода или получают разложением некоторых веществ. Азот – бесцветный газ, без запаха, малорастворим в воде при комнатной t взаимодействует только с литием, при нагревании с Mg, Ca, Ti. С водородом только при высокой t и в присутствии катализатора. С кислородом при 4000С. Применение. В основном как сырье для получения аммиака, для заполнения эл.ламп,


для создания инертной среды при проведении некоторых хим. реакций или при перекачке горючих жидкостей. Оксиды азота. N2O-закись азота NH4NO3=N2O+2H2O.Не реагирует с водой и кислотами. Этот газ используется при наркозе смеси с кислородом. Большие количества N2O действуют на нервную систему, поэтому его называют "веселящим" газом. NO- окись азота –бесцветный газ, относится к безразличным оксидам, т.к. не образует кислоты.


Cu+HNO3=Cu(NO3)2+NO+H2O Смесь равных объёмов водорода и NO при нагревании взрывается. Может быть и окислителем и восстановителем. NO2- двуокись азота – бурый ядовитый газ, при взаимодействии с водой: NO2+H2O=HNO3+HNO2 HNO2=HNO3+NO+H2O. С щелочами: NO2+NaOH—NaNO2+NaNO3+H2O N2O3-азотистый ангидрид – темно-синяя жидкость, уже при низких t разлагается на


NO и NO2, ему соответствует азотистая кислота HNO2. N2O5-азотный ангидрид – белые кристаллы, при комнатной t разлагается на NO2 и кислород. 20)Аммиак. Строение молекулы. Свойства, применение, получение. Продукты замещения водорода и аммиака. Аммиак. В лабораториях получают: 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+2H 2O. Для осушения аммиак пропускают через смесь извести и


NaOH. Жидкий аммиак растворяет щелочные и щелочно-зем. Металлы.Строение молекулы аммиака. Аммиак хорошо растворим в воде. В 1 объеме воды растворяется 700 объемов аммиака. Ст.ок. –3, поэтому аммиак – только восстановитель. NH4NO2=N2+2H2O 4NH3+3O2=2N2+3H2O Не обладает кислотными свойствами, но атомы водорода могут замещаться


на атомы Ме, получаем нитриды – они подвергаются полному гидролизу: Mg3N2+6H2O=2NH3+3Mg(OH)2. Если замещается один атом водорода, образуются амиды NH3+Na=NaNH2+H2. 21) Азотная к-та. Получение, св-ва. Соли азотной к-ты. Азотная кислота-бесцветная жидкость, на свету разлагается HNO3=NO2+O2+H2O Действует почти на все Ме, за исключением золота,


Pt, Tl, Rh, Ir; пассивирует Fe, Cr, Al. S+HNO3—H2SO4+NO2+H2O, P+HNO3+H2O—H3PO4+NO. Получение: 1)NH3+O2—NO+H2O 2)NO+O2—NO2 3)NO2+O2+H2O—HNO3. Один объем азотной к-ты и три объема HCl – «царская водка». 22) Азотистая к-та. ОВС азотистой к-ты и ее солей. Гидразин. Азидоводород. Она известна только в разбавленном водном р-ре или в газовой фазе.


Получение: 1)NO2+NO+H2O—2HNO2, 2)NaNO2+H2SO4—Na2SO4+HNO2. Азотистая к-та и ее соли могут быть окислителями и восстановителями. 3)Реакция диспропорционирования: HNO2=HNO3+NO+H2O. Гидрозин – N2H4, безцветная жидкость, запах похож на запах аммиака, ядовит, взрывается в присутствии кислорода. 1)NH3+NaOCl—N2H4+NaCl+H2O, 2)(NH2)2CO+NaOCl+NAOH—N2H4+NaHCO3+NaCl.


Гидрозин – восстановитель: N2H4+O2—N2+H2O. Азидоводород NH3 – безцветная жидкость с резким запахом, ядовит, взрывоопасен. Получение: NaNH2+N2O—NH3+Na3N+NaOH, Na3N+H3PO4—HN3, HN3+H2O—N2+NH2OH 23)Фосфор. Нахождение в природе, степени окисления. Оксиды и кислоты. Степени окисл: -3;+1;+3;+5. В земле 0,1%.


Т.к. он легко окисляется, то в свободном состоянии его в природе нет. Основные минералы: фосфорит Ca3(PO4)2 апатит Ca3(PO4)2 и CaF2 (или CaCl2). В растениях фосфор содержится в белках семян, в животных организмах; в белках молока, крови, мозговой и нервной ткани. В виде кислотного остатка фосфорной кислоты входит в состав нуклеиновых кислот. Модификации фосфора: белый фосфор, красный, черный.


Самый активный – белый фосфор. Применяется в синтезе фосфор-органических соединениях, для уничтожения насекомых вредителей. Получение:Ca3(PO4)2+C+SiO2—CaSiO3+P+CO. Взаимодействует с кислотами. P+HNO3(конц)+H2O—H3PO4+NO, P+H2O—H3PO4+H2. Оксиды и кислоты. P2O3-фосфорный ангидрид 4P+3O2=2P2O3 P2O3+3H2=2H3PO3. P2O5-фосфорный ангидрид 4P+5O2=2P2O5


P2O5+3H2O=2H3PO4. Соли фосфаты, гидрофосфаты. Фосфаты гидролизуются. 24)Фосфорная к-та. Минеральные удобрения, фосфин. Фосфорную кислоту получают в лаборатории 3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO. В промышленности получают: экстракционным методом Ca3(PO4)2+H2SO4=CaSO4+H3PO4, термическим методом- заключается в восстановлении фосфатов до свободного


фосфора с последующим его сжиганием и растворением P2O5 в H2O. H3PO4-получается более чистая и концентрированная. Минеральные удобрения. В кач-ве удобрений используют измельченный фосфорит Ca3(PO4)2 и другие фосфаты получаемый по реакциям. Ca3(PO4)+H2SO4—Ca(H2PO4)2+CaSO4+H2O – простой суперфосфат.


Ca3(PO4)2+H2PO4+H2SO4—Ca(H2PO4) – двойной суперфосфат. Фосфин PH3. Безцветный газ с чесночным запахом, оч. ядовит. Получают из фосфидов металлов. Ca3P2+HCl—CaCl2+PH3, Na3P+H2O—PH3+NaOH. Св-ва. Горит в кислороде PH3+O2—P2O5+H2O, PH3+HY—PH4Y 25)Мышьяк, сурьма, висмут. Нахождение в природе, степени окисления, получение, св-ва.


Соединения с водородом. As: -3;+3; +5; Sb: -3; +3; +5; Bi: -3; +3. Минералы: Арсенопирит – FeAsS, As4S4 – реальгар, Sb2S3 – сурьмяной блеск, Bi2S3 – висмутовый блеск. Получ.: FeAsS-(t)-FeS+As, As2O3+C—As+CO. Св-ва. As бывает серый, желт, черн. Наиболее устойчив серый. Sb устойчива серебристо-белая, черная, желт.


Bi – нет модификаций. Все соединения ядовиты. Наиболее опасны соединения мышьяка. 1) 2Sb+3Cl2—2SbCl3, 2Sb+5Cl2—2SbCl5; 2)As+S—As2S3; 3)C Me: Ca+As—Ca3As2 – арсенид, Ca3Sb2 – стибид, Ca3Bi2- висмутид; 4)C кислотами: As+HNO3(конц)+H2O—H2AsO4+NO, Sb+HNO3(конц)—Sb2O5+NO2+H2O, Bi+HNO3(конц)+NO2+H2O. As-Sb-Bi – усиливаются металлические св-ва.


As серый обладает электр. проводимостью. Sb, Bi имеют металич. блеск. Свинец, содержащий Sb, обладает повышенной твердостью. Соединения с водородом. Непосредственно не соединяется. AsH3, SbH3, BiH3 получают по реакциям. Mg3Sb2+HCl—SbH3+MgCl2, Ca3As2+HCl—CaCl2+AsH3. 26) Оксиды и кислоты мышьяка и сурьмы, гидролиз солей.


Сульфиды и тиосоли элементов V главной подгруппы. Оксиды Э2О3 – это кристаллический вещ-ва. As2O3-Sb2O3-Bi2O3 – уменьшение растворимости в воде. As2O3+H2O—HasO2 - метамышъяковистая к-та. Мышъяковистая к-та и ее соли арсениты – восстановители. HAsO2+Y2+H2O—H3AsO4+HY, HAsO2+HCl—AsCl3+H2O.; Sb(OH)3+HCl—SbCl3+H2O. Bi(OH)3 – основной гидроксид.Соли As, Sb, Bi подвергаются гидролизу.


AsCl3+H2O—H2AsO3+HCl, SbCl3+H2O—Sb(OH)2Cl+HCl, Sb(OH)2Cl—SbOCl+H2O, Bi(NO3)3+H2O—BiO(NO3)+HNO3. Оксиды Э2О5, As-Sb-Bi в группах сверху вниз уменьшение устойчивости оксидов. As2O5 – мышъяковистый ангидрид, получают обезвоживанием H3AsO4. As2O3+HNO3(конц)+H2O—H2AsO4+NO. В кислой среде H3AsO4 и ее соли арсенаты – окислители. В щелочной среде


H3AsO3 и арсениты – восстановители. Сульфиды и тиосоли эл-ов пятой группы. При взаимод. этих Эл-ов с серой образуются сульфиды As2S3, As2S5, Sb2S3 и т.д. В хим. анализе для отделения Sb, Bi, As от других катионов используют реакции, при которых осаждаются сульфиды. HAsO2+H2S—As2S+H2O, H3AsO4+H2S—As2S2+H2O, SbCl3+Na2S—Sb2S3+NaCl.


Все сульфиды нерастворимы в воде и кислотах не яв-ся окислителями, но растворяются в концентрированных кислотах окислителях. As2S3+HNO3(конц)—H3AsO4+H2SO4+NO. Э2S3+KOH—K2ЭО3+К2ЭS3+H2O. 27) Углерод, строение атома, физ и хим св-ва. Оксиды. Угольная к-та. Соединения углерода с серой и азотом. Модификации: в свободном состоянии встречается в виде алмаза, графита.


Хим. свойства углерода: C+O2—CO2, C+H2—CH4, C+N2—C2N2, C+Al—Al4C3, CaO+C—CaC2+CO, ZnO+C—Zn+CO, C+H2SO4(конц)—CO2+SO2+H2O, C+S—CS2. CO2—диоксид углерода – угольная к-та, образуется при дыхании, сжигании топлива и тд.Вдыхание воздуха с 10% содержанием CO2 вызывает паралич дыхания. CaCO3-(t)-CaO+CO2, CaCO3+HCl—CaCl2+CO2, CO2+H2O=H2CO3,


CO2+CaO—CaCO3, NaOH+CO2—Na2CO3+H2O, Na2O2+CO2—Na2CO3+O2. Соли: карбонаты, гидрокарбонаты. Получают: NaOH+CO2—NaHCO3, NaOH+Na2CO3—Na2CO3+H2O. При нагревании все карбонаты кроме карбонатов щелочных Me разлагаются. CaCO3-(t)-CaO+CO2. Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты. 2NaHCO3-(t)-Na2CO3+CO2OH+H2O. CO – моноксид углерода.


Безцветный ядовитый газ. HCOOH—CO+H2O. При горении угля, при недостатке кислорода или при высоких температурах когда CO2 не устойчив. Св-ва: NaOH+CO—HCOONa, CO+Cl2—COCl2, CO+S—COS, CO+2H2—CH3OH, ZnO+CO—Zn+CO2, Ni+4CO—Ni(CO)4, Fe+5CO—Fe(CO)5. CS2 – сероуглерод. Его используют для получения четыреххлористого углерода CCl4. СS2+Сl2—ССl4+S2Cl2. С сульфидами металлов образует тиокарбонаты.


Na2S+CS2—Na2CS3. Сенильная к-та HCN. В пром-ти: CO+NH3—HCN+H2O, HCN – сильный яд, соли – цианиды. KCN – цианистый калий. 28)Кремний. Оксид кремния, кислоты, силикагель, соли кремниевых к-т. Стекло. Степень окисления +4. Получение: SiO2+2Mg=2MgO+Si, SiO2+C—Si+CO. Модификации: кристаллический и аморфный.


SiC- безцветные твердые кристаллы. По внутр. строению похожы на алмаз. SiC+2Cl2—SiCl4+C, SiC+H2O—SiO2+CH4, SiC+NaOH+O2—Na2SiO3+Na2CO3+H2O. Соединения. Силан SiH4. Его получают: Mg2Si+HCl—SiH4+MgCl2. Силан – сильный восстановитель. SiH4+NaOH+H2O—Na2SiO3+H2. Диоксид крмения SiO2 нерастворим в воде и кислотах, только в


HF. SiO2+HF—SiF4+H2O, SiF4+H2O—H2SiO3+HF, SiO2+NaOH—Na2SiO3+H2O, SiO2+MgO—MgSiO3. Этому оксиду соотв. кремниевые к-ты. Известны: H4SiO4 и H2SiO3. Ее соли силикаты нерастворимы в воде, кроме H2SiO3 и Na2SiO3, кроме силикатов Na и K. Их называют растворимым стеклом, а водный раствор растворимого стекла это жидкое стекло. H2SiO3 образует калоидные р-ры, при высушивании образуется силикагель.


Стекло. Стекло состоит из силикатов Na, Ca, сплавленных с SiO2. Na2O*CaO*6SiO2 – состав стекла. Исходный материал для его получения – песок, известняк, сода. SiO2+H2CO3+Pb – хрусталь. Если заменить часть SiO2 на B2O3, то получается твердое химически прочное стекло, стойкое к перепадам температур. 29)Германий, олово, свинец. Нахождение в природе, св-ва, оксиды гидроксиды.


Свинцовый аккумулятор. Ge-неМе; Sn и Pb-Ме, но металлические свойства у них выражены слабо, Ge хрупкий, является полупроводником, уступают другим Ме по эл.проводности, при обычной t Ge, Sn устойчивы, свинец покрывается оксидной пленкой. Ge,Sn не взаимодействуют с водой при обычной t . Pb взаимодействует с водой, т.к. она растворяет оксидную пленку. Отношение к кислотам: на германий разбавленные кислоты не действуют, олово медленно взаимодействует


и свинец растворяется. Ge взаимодействует: Ge+H2SO4(конц)=GeO2+SO2+H2O Pb+HNO3(конц)=Pb(NO3)2+NO2+H2O Sn+HCl=SnCl2+H2O Sn+HNO3(разб)=H2SnO3+NH4NO3+H2O Sn+H2SO4(конц)=Sn(SO4)3+SO2+H2O. Отношение к щелочам: германий взаимодействует с щелочами в присутствии перекиси, образуются соли германиевой к-ты-германаты. Ge+NaOH+H2O2=Na2GeO3+H2O. Олово реагирует с конц. щелочами, получаются станиты – соли оловянистой кислоты.


Sn+NaOH=Na2SnO2+H2 образуются гидроксоплюмбиды Pb+4KOH+2H2O=K4[Pb(OH)6]+H2. Соединения Ge, Sn, Pb. У них у всех ст.ок. +2 и +4, т.е. существует два ряда соединений. +4 =усиление окислительных свойств, +2 ослабление восстановительных свойств Оксиды и гидроксиды. MeO2 MeO Все оксиды амфотерные с преобладанием кислотных свойств у GeO2 и основных свойств у оксида свинца. Оксиды не растворимы в воде, поэтому соответствующие гидроксиды


получают косвенным путем SnCl2+2NaOH=Sn(OH)2+2NaCl GeCl4+4NaOH=Ge(OH)4+4NaCl Все гидроксиды амфотерны. у Ge(OH)4 и Sn(OH)4 с преобладанием кислотных св-в; у Ge(OH)2 и Sn(OH)2 с преобладанием основных. Все соединения свинца очень сильные окислители, на практике используют PbO2+KI+HNO3=Pb(NO3)2+KNO3+I2+H2O. Свинец и его соединения ядовиты.


Свинцовый аккумулятор. Он состоит из решетчатых пластин. В некоторые из них помещен PbO2, а в некоторых чистый свинец. При разрядке идут процессы: Pb+SO42 2e=PbSO4 анод, PbO2+4H++SO42-+ 2e=PbSO4+2H2O катод Для зарядки аккумулятор подключают к внешнему источнику тока: катод PbSO4+2e=Pb+SO42- катод, PbSO4+2H2O-2e=PbO2+SO42-+4H+ анод.


2Pb(SO4)2+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4. 30)Бор. Бороводороды. Оксид Бора. Кислоты. Степень окисл. В большинстве соед +3. Бор– распространенный элемент, в земной коре 310-4 %-главное природное соединение-борная кислота H3BO3 и бура Na2B4O710H2O. У бора два видоизменения: аморфный и кристаллический. Получают по схеме: Na2B4O7 (H2SO4)—H3BO3—(t)—B2O3—(Mg)—B.


Св-ва: 4B+3O2—2B2O3, B+H2O—H3BO3+H2, B+N2—BN, B+C—B4C, B+Г2—BГ3, BГ3+H2O—H3BO3+НГ. BГ3 – галоген ангидрид борной к-ты. Соединения. Гидриды или бороводороды (бораны). Mg2B3+HCl—смесь различных бороводородов: BnHn+4(B2H6), BnHn+6(B4H10). Бороводороды – восстановители. B2H6+O2—B2O3+H2O, B2H6+H2O—H3BO3+H2, B+O2—B2O3 – амфотерный оксид с преобладанием кислотных св-в.


B2O3+H2O—H3BO3-ортоборная к-та, B2O3+H2O—H2B4O7-тетра борная к-та. Применение. Водные растворы имеют сильно щелочную реакцию. H3BO3 и B2O3 применяют в стекольной, керамической промышленности, для производства оптических, жаростойких и химически стойких стекол, эмали и глазури. Буру применяют в производстве эмалей, при изготовлении лампового и оптического стекла, также используют при пайке и сваривании


Ме-ов, т.к. в расплавленном состоянии она растворяет их оксиды, образуются двойные соли, например, CuO+Na2B4O7=Na2Cu(BO2)4. 31)Алюминий. По распространенности Al занимает 1 место среди Ме и 3место после кислорода и кремния среди всех элементов. В земной коре 8,8%. Химические свойства: Мелкоизмельченный Al сгорает в кислороде: 4Al+3O2=2Al2O3. Алюминий взаимодействует с водой, вытесняя водород.


В конц.холодн.азотн.кислоте Al пассивируется, хорошо разбавляется в разб.серн.к-те. Al+H2SO4=Al2(SO4)3+H2. Al+NaOH+H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2. В зависимости от концентрации NaOH могут образовываться: Na[Al(OH)5] или Na3[Al(OH)6]. Ст.ок. у Al +3; при очень высоких t и очень редко +2. При комнатной t Al взаимодействует с галогенами, образуя галиды, которые подвергаются гидролизу:


AlCl3+H2O=AlOHCl2+HCl Al3++3Cl-+H2O=AlOH2++2H++Cl-+2Cl Al-активны комплексообразователь, координац. число 4 и 6. При высокой t взаимодействует с азотом, серой, углеродом; с водородом Al не взаимодействует, но хорошо его растворяет: AlN Al2S3 Al4C3. Соединения алюминия. Al2O3-глинозём-белая, кристаллическая масса в природе встречается


в виде минерала корунда; имеет амфотерный характер, растворяется в кислотах и щелочах, не растворяется в воде. Al2O3+3HCl=2AlCl3+3H2O Al2O3+NaOH=Na[Al(OH)4] При плавлении с щелочами получаются орто и мета алюминаты. Al(OH)3 в лаборатории получают взаимодействием соли с щелочью AlCl3+3NaOH=Al(OH)3+3NaCl. Применене. Оксид Al применяется для производства алюминия, в качестве абразивного


материала, в качестве огнеупоров и диэлектриков. Измельченный алюминий применяется в качестве адсорбента. Al(OH)3 используется для получения солей Al. Соли алюминия-бесцветные, многие соли после выделения из растворов образуют кристалло гидраты, например, Al2(SO4)318H2O Al(NO3)39H2O. Все соли Al кроме силикатов, фосфатов и др. растворимы в воде.


32)Общая хар-ка эл-ов побочной подгруппы. Марганец, технеций, рений. Mn 3d54S2; Tc 4d55S2; Re 5d56S2 Таким образом, число валентных электронов у атомов элементов этой группы равно 7 и им свойственно максимальная ст. ок. +7. Mn, Tc и Re проявляют переменную ст. ок. Mn(+1 до +7); Tc(+4; +6; +7); Re(от +1 до +7). Механические свойства металлов сильно изменяются от присутствия примесей


N2, C, H, S и P. Mn и Re применяются в виде сплавов которым придают ценные свойства. Химические свойства. Все эти металлы хорошие восстановители. Tc по свойствам ближе к Re, чем к Mn. Св-ва. Порошкообразный Mn и Re сгорают в кислороде с образованием MnO2 и Re2O7. При окислении компактных металлов происходит их пассивирование.


Отношение к другим окислителям. Mn активно реагирует с галогенами с образованием MnГ2. Re образует ReF6 и ReCl5. С H2 данные металлы не реагируют, но растворяют его. Образуют с N2 нитриды и с углеродом карбиды; с серой и фосфором Mn и Re образуют сульфиды и фосфиды. Отношение к воде. Порошкообразный Mn при нагревании разлогает воду:


Mn + 2H2O = Mn(OН)2 + H2 Re обладает меньшей химической активностью и не может вытеснить водород из воды. Отношение к кислотам и щелочам. Mn взаимодействует с HCl и H2SO4(разб): Mn0 + 2H+ = Mn2+ + H2 С азотной кислотой и H2SO4(конц); 3Mn + 8HNO3 = 3Mn(NО3)2 + 2NO + 4H2O Mn + 2H2SO4 = MnSO4 + SO2 + 2H2O Re не взаимодействует с HCl, HF и с разб.


H2SO 4 С азотной кислотой 3Re + 7HNO3 = 3HReO4 + 7NO + 2H2O Tc окисляется HNO3(конц)(лучше в смеси с HCl или H2SO4) 3Tc + 7HNO3 = 3HTcO4 + 7NO +2H2O 33) Оксиды и гидроксиды марганца. MnO, Mn2O3-основныеб, MnO3, Mn2O7-кислотные. MnO – это серозеленые кристаллы, нерастворимы в воде. Получение: MnO2+H2—MnO+H2O, MnCO3—MnO+CO2. Соединения


Mn2+ - восстановители. Mn(OH)2-основной. MnCl2+2NaOH—Mn(OH)2+2NaCl, Mn(OH)2+O2+H2O—Mn(OH)3. Может взаимодействовать с кислотами и щелочами. Mn(OH)2+HCl—MnCl2+H2O. Mn2O3. Получение. MnO2—MnO3+O2, Mn3O4—Mn2O3+MnO. Соли Mn3+ гидролизуются и диспропорционируют. MnCl3+H2O—MnCl2+MnO2+HCl. MnO2 – Амфотерный оксид.


MnO2+H2SO4—Mn(SO4)+H2O, MnO2+2KOH—K2MnO4+H2O. Mn4+-это промежуточная степень окисления, поэтому MnO2 может быть и окислителем и восстановителем. MnO2 – окислитель: MnO2+HCl—MnCl2+H2O, MnO2+H2SO4—MnSO4+O2+H2O; MnO2 - восстановитель: MnO2+KClO3+KOH—K2MnO3+KCl+H2O, MnO2+PbO2+HNO3—HmnO4+Pb(NO3)2+H2O. 34.Окислительно-восстановительные св-ва соединений марганца с различной степенью окисления.


Зависимость окислительной способности соединений марганца от pH-среды. Оксиды марганца с низшими степенями окисления (MnO, Mn2O3) имеют основной характер, оксид марганца MnO2 – амфотерен, а MnO3 и Mn2O7 – кислотные оксиды. В нормальных условиях наиболее устойчивым оксидом марганца яв-ся MnO2. В воде он практически не растворим, с сильными кислотами образует неустойчивые соли марганца (IV),


в кот. марганец сравнительно легко восстанавливается до соединений марганца (II): 2MnO2+2H2SO4=2MnSO4+2H2O+O2. Оксид марганца (VII) яв-ся очень сильным окислителем . KMnO4 – один из наиболее распространенных окислителей. В водных растворах он восстанавливается по-разному в зависимости от рН-среды: в сильно щелочных растворах и при ограниченном количестве восстановителя – до соединений


Mn (VI), например: 2KMnO4+KNO2+2KOH=2K2MnO4+KNO3+H2O в нейтральных и слабощелочных растворах – до MnO2: 2KMnO4+3KNO2+H2O=2MnO2+3KNO3+2KOH в кислых растворах (рН<7) – до солей Mn (II): 2KMnO4+5KNO2+3H2SO4=5KNO3+K2SO4+2MnSO4+3 H2O. Соединения марганца низших степеней окисления также в зависимости от среды и природы окислителя. Например, в щелочном растворе Mn (II) окисляется до


Mn (IV): 2Mn(NO3)2+O2+4NaOH=2MnO2+4NaNO3+2H2O 35)Общая хар-ка эл-ов VI побочной подгруппы. Хром, молибден, вольфрам. Возможные степени окисления. 24Cr)2)8)13)1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 42Mo)2)8)18)13)1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d5 5s1 74W)2)8)18)32)12)2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p64d104f185s25p65d46s2 Таким образом Cr, Mo, W имеют по 6 валентных электронов, т.е. максим. ст.ок. +6. Ст.ок. Cr(1,2,3,4,5,6) у Мо и W(2,3,4,6).Физические свойства.


Все они отличаются высокой Тплавл и большой твердостью. Механические свойства их являются весьма ценными для конструкций, работающих при высоких температурах. Химические свойства. Cr, Mo и W – восстановители, вост. активность возрастает от W к Cr. Отношение к кислороду. При обычной Т не взаимодействуют. При нагревании образуется Cr2O3 , MoO3 и WO3 . Фтор реагирует со всеми металлами на холоде;


Хлор - при нагревании; Бром – только с Cr и Мо; Иод –только с Cr; с водородом соединяется только хром, образуются гидриды CrH и CrH2. с углеродом обр-ся карбиды Cr4C, Cr7C3, Cr3C2, Mo2C, MoC,W2C,WC Отношение к воде, кислотам и щелочам. Cr при обычной температуре не взаимодействует с водой,


HNO3 и HNO3+HCl из-за образования оксидной пленки, но реагирует с HCl и H2SO4(разб.) Мо растворяется только в HNO3, царской водке или при нагревании в концентрированной H2SO4; Мо + 2HNO3 = MoO3 + 2NO + H2O . W в присутствии окислителей реагирует с щелочами, а также с HNO3 (в присутствии HCl или HF ). 2W + 4NaOH + 3O2 = 2Na2WO4 + 2H2O W + 2HNO3 + 6HF = WF6 + 2NO + 4H2O WF6 + (3+x)H2O =


WO3 x(H2O) + 6HF 36.Хром. Природные соединения. Получение, св-ва, применение. Соединения хрома(II).Общая хар-ка: Хром относится к d-элементам. Имея на внешнем уровне один электрон, он обладает металлическими св-вами. В соединениях хром проявляет степени окисления: +2, +3, +4. Хром в природе: Содержание хрома в земной коре составляет 0,02%.


Важнейшим минералом, в состав которого входит хром, яв-ся хромит (хромистый железняк) Fe(CrO2)2. Получение: Для выделения хрома из хромистого железняка его восстанавливают углем при высокой температуре электрических печах: Fe(CrO2)2+4C=Fe+2Cr+4CO. При этом железо с хромом образует сплав – феррохром, который широко используют для изготовления хромистой стали. Для получения чистого хрома хромистый железняк сплавляют с карбонатом натрия в присутствии кислорода


воздуха с последующим восстановлением образовавшегося хромата натрия углём: 4Fe(CrO2)2+8Na2CO3+7O2=8Na2CrO4+2FeO3+8C O2 2Na2CrO4+3C=2Na2O+Cr2O3+3CO. Затем очищенный Cr2O3 восстанавливают алюминием: Cr2O3+2Al=Al2O3+2Cr Физические св-ва: Хром – светло-белый блестящий металл. Чистый хром недостаточно тверд, а технический загрязнённый хром яв-ся самым твёрдым из всех металлов.


Хром – тугоплавкий. Химические св-ва: С водой хром при обычных условиях не реагирует, но взаимодействует при сильном нагревании: 2Cr+6H2O=6Cr(OH)3+3H2↑. При обычных условиях хром реагирует только с фтором. Для взаимодействия с другими неметаллами необходимо нагревание, например, хром горит в кислороде только при 2000°С и выше. При накаливании хрома он окисляется до


Cr2O3 4CrO3=2Cr2O3+3O2. В порошкообразном состоянии хром при нагревании взаимодействует с хлором, образуя CrCl3. При высоких температурах чистый хром поглощает значительное кол-во водорода. Хром не растворяется в азотной кислоте любой концентрации, а также в «царской водке», т.к. в контакте с азотной кислотной покрывается плотной защитной плёнкой. В соляной и серной кислотах хром растворяется. Хлорид хрома (II) на воздухе неустойчив и легко окисляется


кислородом воздуха: 4CrCl2+4HCl+O2=4CrCl2+2H2O. Применение: Основным потребителем хрома яв-ся металлургия. При изготовлении высококачественных сталей в роли добавки часто выступает феррохром. Хром широко используют для покрытия деталей автомобилей, медицинских инструментов, корпусов часов, т.к. эти покрытия надёжно защищают от коррозии, красивы и значительно повышают твёрдость изделий. Соединения хрома (II): При растворении хрома в соляной кислоте получается раствор голубого


цвета, содержащий хлорид хрома (II) CrCl2. Если к этому раствору прилить щелочи, то выпадает осадок – гидроксид хрома (II) Cr(OH)2. Соединения хрома (II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III). 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. 40)Титан. Очень распространен в земной коре. Св-ва: Со всеми галогенами. Ti+Г2—TiГ4, Ti+O2—TiO2, 2Ti+N2—2TiN, Ti+H2—TiH2, Ti+H2O—TiO2+TiH2, Ti+FeS—TiS2+Fe, Ti+HCl(г)—TiCl4+H2, Ti+HCl(р-р)—TiCl3+H2.


Получение. 1)Руду переводят в боксит титана TiO2, 2)Хлорирование TiO2+Cl2+C—TiCl4+CO, 3)Восстановление TiCl4+Mg—Ti+MgCl2. Соединения. Степень окисл. +2, моноксид TiO, основной оксид. Ваимод. с разб. серн. к-ой: TiO+H2SO4—TiSO4+H2O. Ti(OH)2: TiCl2+2NaOH—Ti(OH)2+2NaCl. Этот гидроксид восстановитель.


Ti(OH)2+H2O—Ti(OH)3+H2. TiCl2 – восстановитель. TiCl2+H2O—TiCl3+H2TiO3+H2. Степень окисл. +3, оксид Ti2O3. TiC4+H2+TiO2—Ti2O3+HCl. Ti(OH)3: TiCl3+3NaOH—Ti(OH)3+3NaCl. TiCl3 при нагревании диспропорционирует TiCl3—TiCl4+TiCl2. Степень окисл. +4. Оксид TiO2, амфотерный оксид. Получ.: Из титановой к-ты. H2TiO3-(t)-TiO2+H2O, TiO2+H2SO4(конц)—TiOSO4+H2O,


TiO2+NaOH—Na2TiO3+H2O. Применение. Как материал для протезирования. TiN для шлифовки драг камней. TiO2 как катализатор во многих органич. синтезах. 41)d-элементы IIIВ группы. Скандий, иттрий, лантан, актиний. Строение атома. Физические и химические свойства. Соединения. Металлы III B – группы (кроме Ac) принято называть редкоземельными металлами.


Sc 3s2 3p6 3d1 4s2 ; Y 4s2 4p6 4d1 f0 5s2 ; La 4f0 5s2 5p6 5d1 f0 6s2 ; Ac 5f0 6s2 6p6 6d1 7s2 . Все проявляют валентность = 3. Sc, Y, La, Ac – металлы серебристо-белого цвета. Sc и Y относятся к лёгким Ме. Содержание их в земной коре очень мало ( 10-4 % ). Основные минералы встречаютсяся как примеси к другим горным породам.


Химические свойства Sc, Y, La. Все эти Ме очень активны. В реакциях они выступают как сильные восстановители, степень окисления +3. Оксиды – прочные белые крист-кие вещества, тугоплавки. По хим-ким свойствам Sc2O3 напоминает Al2O3 и проявляет амфотерные свойства. Y2O3 и La2O3 – основные оксиды. При повышенной Т-ре (2000С и выше) все эти


Ме быстро окисляются: 4Me + 3O2 = 2Me2O3 , также могут быть получены термическим разложением нитратов, карбонатов, оксалатов. Например: 4La(NO3)3 = 2La2O3 + 12NO2 + 3O2 Оксиды этих эл-тов соединяются с водой: La2O3 + 3H2O = 2La(OH)3. Sc с водой не реагирует, а La разлогает воду при комнатной Т-ре: 2La + 6H2O = 2La(OH)3 + 3H2↑ Все оксиды и гидроксиды легко раствор-ся в кислотах.


Отношение к кислотам. Sc, Y, La близки легко раств-ся в кислотах с выделением водорода: 2La + 3H2SO4 = La2(SO4)3 +3H2↑ 2Sc + 6HCl → 2ScCl3 + 3H2↑ Как сильные восстановители они восст-ют кислородсодержащие кислоты. 8Sc + 30HNO3 → 8Sc(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O Отношение к элементам окислителям. Sc, Y, La при повыш-й


Т-ре соед-ся с галогенами N, H, S с образованием галидов, нитридов, гидридов, сульфидов и др. Наиболее активен в этих реакциях La. Простые и комплексные соли Sc, Y, La. Соли этих Ме можно получить или реакцией нейтрализации, или растворением Ме в кис-тах (реакция выше). Фториды этих Ме не растворимы в воде, а остальные галиды хорошо растворимы. От Sc к La способность к комплексообразованию уменьшается.


Ион Sc образует с фторид-ионом следующие компл. соединения: KF + ScF3 = K[ScF4] 2KF + ScF3 = K2[ScF5] 3KF + ScF3 = K3[ScF6]При растворении карбонатов в избытке раствора карбоната щелочного Ме также идёт образование компл. соединения: K2CO3 + La2(CO3)3 = 2K[La(CO3)2] Для сульфатов и оксалатов характерны соединения типа:


Ме3[Sc(SO4)3], Me3[Y(C2O4)3] и т.п. Как и алюминий, Sc образует двойные соли – сульфаты NaSc(SO4)2 . Применение Sc, Y, La ограничено их дифицитностью. La прим-ся в сплавах с W. 42)d-металлы II B-группы. Zn, Hg, Cd. На внешнем слое d10s2, поэтому степень окисления +2 в возбужд и 0 – в нормальном сост. В природе только ртуть встречается в свободном состоянии.


Минералы: ZnS – цинковая обманка, HdS – киноварь. Получение. Zn или Cd: 1) Обжиг сульфидов. ZnS+O2—ZnO+SO2, ZnO+C—Zn+CO . Св-ва. 2Zn+O2—2ZnO, Hg+O2—HgO, Zn(Cd, Hg)+S—ZnS, взаимодейств. с кислотами неокислителями, с азотной к-ой Zn+HNO3—Zn(NO3)2+NO+H2O. С щелочами взаимодействует только


Zn. Zn+NaOH+H2O—Na[Zn(OH)3]+H2. Соединения. Оксиды: ЭО. 2ЭО+О2—2ЭО, ZnCO3-(t)-ZnO+CO2, Cd(NO3)2-(t)-CdO+NO2+O2. HgO и CdO – основные, ZnO – амфотерн. Гидроксиды: HgO и CdO – основн. ZnO – амфот. Получают: ZnCl2+2KOH—Zn(OH)2+2KCl. Гидроксиды Zn и Cd образуют аминокомплексы. Соли.


ZnCl2 – р-ор используют при пайке металлов, HgCl2 – сулема, сильный яд.Сульфиды. HgS – красного и черного цвета. ZnS – белого цвета. CdS – желтый и оранж. Используются для изготовления красок. Получают. CdSO4+Na2S—CdS+Na2SO4 43) Платиновые Me Степени окисления: Ru, Os +4 и +8(RuO2, OsO2, RuO4,


OsO4); Rh-родий и иридий Ir RhO2, Rh2O3, IrO2, Ir2O3 ст.ок. +3, +4. Палладий Pd (+2), Pt (+2, +4). Природные ресурсы:платиновые металы всегда встречаются вместе. Св-ва. Это белые блестящ. металлы, платина вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу. Такой же мягк. палладий. Yr-твердый, Os и Rh-хрупкие. Это благородные металлы. Растворяются в царской водке.


Все металлы растворяют водород, образуют с ним твердые растворы. Взаимод: С кислородом. RuO2, RuO4, OsO4, RhO3, YrO2, PbO, PtO. С галогенами: MeCl3, PtCl4, PdCl2. Вода на них не действ. Могут реагировать только с кислотами ок-ми. Ru растворяется в царской водке в присутствии кислорода. Ru+HNO3+HCl—H2[RuCl6]+NO+H2O. Yr и Rh в виде порошка взаимод. с царской водкой


Применение: Химическую посуду выпускают из платины. Для изготовления термопар, для измерения t в широких пределах. Платина легко впаивается в стекло, это удобно при разработке электровакуумных приборов. Платина и сплавы используются для производства некоторых хирургических инструментах. Из платины можно вытягивать проволоку (из 1г-500км) 44)


Серебро. На внешнем поле 4d105s1. Степени окисления +1, +2, +3. Самородное серебро встречается редко. Ag2S – аргентит или серебряный блеск. Св-ва. Ag наиболее электропроводный из металлов. Ag+O2—(не идет), Ag+O3—Ag2O+O2, Ag+S—Ag2S. На серебро не действ. К-ты ок-ли, но взаимодейств. с азотн. и серн. к-ой. Ag+NO3(конц)—AgNO3+NO2+H2O, Ag+H2SO4(конц)—Ag2SO4+SO2+H2O.


Соединения. Ag2O: AgNO3+NaOH—NaNO3+Ag2O+H2O. Оксид растворяется в воде. Ag2O+H2O—AgOH. AgOH сильное основание. Соли. AgNO3 – ляпис. AgNO3+HNO3(конц)—AfNO3+NO2+H2O. Ag+Г2—2AgГ. Все галогениды образуют комплексные соединения. AgCl+2HN3—[Ag(NH3)2]Cl. Все галогениды растворяются в тиосульфате натрия. AgГ+Na2Si2O3—Na3[Ag(S2O3)2]+NaГ. Применение. Ионы серебра подавляют развитие бактерий и в очень малых


кол-ах стерилизуют питьевую воду. Нитрат серебра примен. в хим. анализе, в произв-ве фотоматериалов, в медицине. 45) Медь. На внешнем слое 3d104s1. Степени окисл. +1, +2, +3. Минералы: Cu2S – халькозин, CuFeS2 – халькопирит, Cu(OH)2CO3-малахит. Получение: 1)CuS+O2—Cu2O+SO2, Cu2O+Cu2S—Cu+SO2. Чистая медь – тягучй вязкий металл светло-розового цвета, легко прокатывается в тонкие листы, вытягивается в проволоку.


В сухом воздухе медь не изменяется. На влажном воздухе: Cu+H2O+O2+CO2—(CuOH)CO3, Cu+S—Cu2S, Cu+Cl2—CuCl2. Медь в ряду напряж. до водорода, поэтому не растворяется в кислотах неокислителях. Но в присутствии кислорода: Cu+O2+HCl—CuCl2+H2O, Cu+H2O+KCN—H[Cu(CN)2]+KOH+H2. Соединения. Медь образует два оксида CuO и Cu2O. Получение оксидов: (CuOH)2CO3-(t)-


CuO+H2O+CO2, CuO-(t)-Cu2O+O2. Оба оксида с водой не взаимод. Реагируют с кислотами. Cu2O+2HCl—CuCl+H2O, CuO+2HCl—CuCl+H2O. Оба оксида растворяются в растворе аммиака. Применение. Из солей меди вырабатывают минеральные краски. Около 50% добываемой меди идет на изготовление проводов



Не сдавайте скачаную работу преподавателю!
Данный реферат Вы можете использовать для подготовки курсовых проектов.

Доработать Узнать цену написания по вашей теме
Поделись с друзьями, за репост + 100 мильонов к студенческой карме:

Пишем реферат самостоятельно:
! Как писать рефераты
Практические рекомендации по написанию студенческих рефератов.
! План реферата Краткий список разделов, отражающий структура и порядок работы над будующим рефератом.
! Введение реферата Вводная часть работы, в которой отражается цель и обозначается список задач.
! Заключение реферата В заключении подводятся итоги, описывается была ли достигнута поставленная цель, каковы результаты.
! Оформление рефератов Методические рекомендации по грамотному оформлению работы по ГОСТ.

Читайте также:
Виды рефератов Какими бывают рефераты по своему назначению и структуре.

Сейчас смотрят :

Реферат Технические характеристики автокранов
Реферат Технічне обслуговування автомобіля Москвич 2140
Реферат Технология технического осмотра и ремонта автомобиля КамАЗ-5460 с восстановлением коленчатого вала
Реферат Технологія й організація ремонту рам, корпусів, кабін. Технологія фарбувальних робіт
Реферат Техническая эксплуатация автомобилей в сельскохозяйственном производстве
Реферат Технологическое проектирование АТП на 200 (ВАЗ-2107) автомобилей
Реферат Техническая эксплуатация автотранспортных средств
Реферат Техническая эксплуатация автотранспортных средств в сельском хозяйстве
Реферат Текущий план грузового автотранспортного предприятия
Реферат Технологический расчет автотранспортного предприятия
Реферат Технико-экономические показатели работы автотранспортного предприятия
Реферат Тепловой расчет двигателя МеМЗ-245
Реферат Технічне обслуговування робочого обладнання бульдозера ДЗ-110А
Реферат Технічне обслуговування системи мащення автомобіля ГАЗ-24 Волга
Реферат Техническое обслуживание 2 автомобиля ГАЗ-53