- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы. Буферные растворы.
- •Индикаторы:
- •Оксиды и гидроксиды мышьяка, сурьмы, висмута. Методы получения. Кислотно-основные и ок-вост св-ва.
- •Платиновые металлы. Методы получения на примере платины. Химические свойства металлов.
- •Соединения s-, p- и d-элементов с серой. Классификация сульфидов. Общие свойства.
- •Общая характеристика d-элементов группы II (цинк, кадмий, ртуть). Степени окисления. Особенности соединений ртути. Химические свойства цинка.
- •Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщипления. Спектрохимическйи ряд лигандов.
- •Сероводород. Сульфиды. Методы получения, химические свойства. Сульфаны. Методы получения, свойства.
- •Методы получения d-металлов групп I и II.
- •Оксиды, гидроксиды железа, кобальта, никеля (методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Современная формулировка периодического закона. Периоды, группы, семейства. Строение атомов, валентные электроны.
- •Общая характеристика d-металлов группы VII (степени окисления, химическая активность).
- •Галогениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута. Получение. Характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов.
- •Оксиды, гидроксиды железа, кобальта, никеля (методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Углерод, аллотропные модификации углерода. Химические свойства углерода. Карбиды, методы получения, свойства.
- •Аммиак. Методы получения. Химические свойства. Гидразин, гидроксиламин. Их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Азотоводородная кислота.
- •Комплексные соединения железа, кобальта, никеля (получение, устойчивость). Берлинская лазурь, турнбуллева синь.
- •Кислоты р-элементов группы V. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот в зависимости от природы элемента и степени его окисления.
- •Общая характеристика соединений платины (оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения). Биологическая активность соединений платины (II).
- •Расположение металлов в периодической системе. Изменение химических свойств в группах и периодах (на примере 3 периода и группы II).
- •Соединения р-элементов группы V с водородом (эн3). Методы получения. Устойчивость. Особенности кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений.
- •Оксиды азота (I, II, V). Методы получения. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
- •Общая характеристика d-элементов (особенности электронного строения, проявляемые степени окисления, способность к комплексообразованию).
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы. Буферные растворы.
- •Индикаторы:
- •Галогены. Методы получения. Химические свойства.
- •Соединения d-элементов группы VI (соли, комплексные соединения). Методы получения, ок-восст св-ва. Зависимость св-в от природы элемента. Кластерные соединения молибдена и вольфрама.
- •Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства.
- •Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Степени окисления. Методы получения металлов. Химические свойства металлов.
- •Оксиды, гидроксиды металлов группы I (s- и d-элементов). Зависимость кислотно-основных свойств от природы металла.
- •Галогены. Кислородосодержащие кислоты хлора. Методы получения. Закономерности в изменении кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот.
- •Соединения d-элементов группы VI (оксиды, гидроксиды). Методы получения, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Серная кислота. Методы получения. Химические свойства.
- •Оксиды, гидроксиды цинка, кадмия, ртути (получение, устойчивость, кислотно-основные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
- •Взаимосвязь окислительно-восстановительных свойств веществ, положения их центрального элемента в периодической системе и его степени окисления (на примере кислородосодержащих соединений группы VII).
- •Оксиды р-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.
- •Общая характеристика d-элементов (особенности электронного строения, проявляемые степени окисления, способность к комплексообразованию).
Комплексные соединения железа, кобальта, никеля (получение, устойчивость). Берлинская лазурь, турнбуллева синь.
С анионами слабых кислот железо образует устойчивые комплексные соединения, например гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6], гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6], K3[FeF6] и др.
[Fe(CN)6]4- - ион диамагнитен, устойчив по отношению к воздуху, растворам кислот и щелочей.
С ионами железа (III) образует осадок синего цвета («берлинская лазурь»):
FeCl3+K4[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+3KCl
[Fe(CN)6]3- - ион парамагнитен, устойчив, токсичен. Является сильным окислителем, особенно в щелочной среде:
W+6 K3[Fe(CN)6]+8KOH=6 K4[Fe(CN)6]+K2WO4 +4H2O
С солями железа (II) образует осадок синего цвета («турнбуллева синь»):
FeCl2 + K3[Fe(CN)6]= KFe[Fe(CN)6]+2KCl
Кобальт(II) и никель (II) склонны к образованию комплексных соединений(координацинное число 4 и 6: Ni(CO)4, K2[Ni(CN)4], H2[CoCl4], [Co(H2O)6]Cl2
Кобальт образует прочные связи с такими лигандами, как аммиак, тиоционат-ион и др.
Так гексаамминокобальтат(II)-ион легко переходит в гексаамминокобальтат(III)-ион:
4[Co(NH3)6]Cl2 +2H2O+ O2 =4[Co(NH3)6](OH)Cl2
a)KBrO+FeSO4+H2SO4→Fe2(SO4)3+KBr+H2O 2)KBrO3+FeSO4+H2SO4→Fe2(SO4)3+K2SO4+H2O+Br2
Билет 14Изменение окислительно-восстановительных свойств веществ в связи с положением центрального элемента в периодической системе и изменением его степени окисления (на примере кислородосодержащих соединений элементов группы VII).
Кислородосодержащие соединения VII группы – соединения галогенов с положительными степенями окисления. Фтор не образует соединения с положительными степенями окисления.
Степень окисления +1. Для хлора, брома и йода известны хлорноватистая, бромноватистая и йодноватистая кислоты НГО и их соли – гипохлориты, гипобромиты, гипоиодиты. Кислоты НГО – слабые электролиты, сила которых уменьшается в ряду HClO– HJO, вследствие увеличения радиусов атомов галогенов. Иодноватистая кислота проявляет амфотерные свойства: J++OH-==HJO==H++JO-. Существование иона J+ - одно из проявлений металлических свойств йода. Кислоты НГО существуют только в разбавленных растворах и неустойчивы. Так, в растворе хлорноватистой кислоты параллельно протекают следующие процессы: HClO=HCl+O; 2HClO=Cl2O+H2O; 3HClO=2HCl+HClO3. Изменяя условия, можно добиться протекания реакции преимущественно по одному направлению. Соли кислот НГО образуются при растворении свободных галогенов в щелочах: Г2+2ОН-==Г-+ГО-+Н2О. Соединения галогенов со степенью окисления +1 во всех средах проявляют окислительные свойства: HClO+H2O2=O2+HCl+H2O.
Степень окисления +3. Хлор в степени окисления +3 образует хлористую кислоту HClO2 и соли – хлориты. Хлористая кислота – слабая, но сильнее чем хлорноватистая, она неустойчивая, существует только в разбавленных растворах. Хлориты более устойчивы, чем кислоты могут быть получены восстановлением диоксида хлора: 2ClO2+PbO+2NaOH=PbO2+2NaClO2+H2O.
2ClO2+BaO2= Ba(ClO2)2+ O2
Хлористая кислота и ее соли обладают сильными окислительными свойствами.
NaClO2 применяют как отбеливатель в целлюлозно-бумажной и текстильной промышленности.
Степень окисления +5. Для хлора, брома и йода в степени окисления +5 известны кислоты НГО3 – хлорноватая, бромноватая, иодноватая и соответствующие соли – хлораты, броматы, иодаты. Кислоты НГО3 – сильные электролиты, но в ряду HClO3 – HJO3 кислотные свойства несколько ослабевают. Хлорноватая и бромноватая кислоты неустойчивы, существуют только в растворе. Окислительные свойства в ряду HClO3 – HJO3 уменьшаются. Окислительная активность солей ниже, чем соответствующих кислот, и в растворах проявляется только в кислой среде: KСlO3+6HCl=3Cl2+3H2O+KCl. Степень окисления +7. Хлор, бром и йод проявляют степень окисления +7 в кислотах НГО4(хлорная, бромная, йодная) и в солях – перхлоратах, перброматах, перйодатах. Хлорная кислота самая сильная из всех кислот. Хлорная кислота, как окислитель гораздо менее активна, чем другие кислоты хлора. Перхлораты в растворах также не проявляют окислительных свойств: KClO4=KCl+2O2. Бромная кислота наименее устойчива из кислот НГО4, существует только в водных растворах, по свойствам близка к хлорной кислоте. Кислотные свойства йодной кислоты выражены значительно слабее, чем у хлорной. при нагревании разлагается: 2HJO4=J2O5+H2O+O2. Йодная кислота – окислитель, но не взрывоопасна.
Окислительная способность ионов ClO- - ClO3- - ClO4- уменьшается: 2KJ+NaClO+H2O=J2+NaCl+2KOH; 6KJ+KClO3+3H2SO4=3J2+KCl+
+3K2SO4+3H2O;