- •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).
Общая характеристика d-элементов (особенности электронного строения, проявляемые степени окисления, способность к комплексообразованию).
К d-элементам относят элементы побочных подгрупп, в атомах которых происходит заполнение
(n-1)d-подуровня. На внешнем слое в атомах этих элеменов находятся два электрона, как правило ns2. В некотрых атомах есть проскок s-электрона с ns-подуровня (n-1)d-подуровень внешний слой имеет конфигураию ns1, а в атоме палладия ns0.
Валентными являются электроны двух энергетических уровней:s-электроны внешнего слоя и d-элементы предвнешнего.d-элементы за некоторым исключением проявляют переменные степени окисления. Отрицательных степеней окисления d-элементы не имеют.
Все d-элементы – металлы. В высших степенях окисления они являются аналогами p-элементов той же группы. Наличие в валентных слоях вакантных орбиталей объясняет высокую комплексообразующую способность d-элементов.
Рассмотрим 3d,4d,5d элементы. При переходе от 4d к 5d элементам , несмотря на увелечение числа электронов и электронных оболочек, радиусы атомов не сильно изменяются из-за «лантоноидного сжатия». Поэтому 4d и 5d элементы схожи по химическим свойствам между собой и существенно отличаются от 3d-элементов.
2K2Cr2O7+3N2H4+8H2SO4→2Cr2(SO4)3+3N2+K2SO4+14H2O
Билет 18
Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы. Буферные растворы.
Вода – слабый электролит. Ее ионизация происходит в соответствии с уравнением Н2О+Н2О=Н3О++ОН- или в упрощенном виде Н2О=Н++ОН-. При 250С константа равновесия этого процесса К=(С(Н+)*С(ОН-))/С(Н2О)=1,8*10-16. Молярная концентрация воды в разбавленных растворах электролитов – величина постоянная. Ее можно вычислить по формуле: С(Н2О)=m(Н2О)/М(Н2О)V(Н2О)=1000/18*1=55,55 моль/л. Подставив это значение в уравнение, получим: 1,8*10-16*55,55=С(Н+)*С(ОН-) или С(Н+)*С(ОН-)=10-14. Произведение С(Н+)*С(ОН-) называется ионным произведением воды и обозначается Кw. Величина Кw постоянна для водных растворов любых веществ при постоянной температуре. Уравнение используется для вычисления концентраций С(Н+) и С(ОН-) в водных растворах. В растворах с ионной силой I>0.001 используют активности ионов водорода и гидроксид-иона. В этом случае Kw=а(Н+)*а(ОН-). Знание концентраций Н+ и ОН- в водных растворах необходими для характеристики реакции среды. . В нейтральной среде [H+]=[OH-]=10-7, в кислой [H+] > 10-7, в щелочной [H+] < 10-7. рН=-lgС(Н+), рОН=-lgС(ОН-) – для слабых электролитов; рН=-lgа(Н+), рОН=-lgа(ОН-) – для сильных электролитов. В нейтральной среде рН=7, в кислой рН<7, в щелочной рН>7.
Растворы слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли называются буферными. Они обладают двумя важными свойствами, которые и определяют их широкое применение: 1) Буферные растворы поддерживают постоянное значение рН при добавлении к ним небольших количеств кислот и оснований. 2) Буферные растворы сохраняют постоянное значение рН при разбавлении.
Индикаторы:
Индикатор |
Окраска |
|
В кислой среде |
В щелочной среде |
|
Метиловый фиолетовый |
Желто-зеленая |
Фиолетово-голубая |
Метилоранж |
Красная |
Желтая |
Лакмус |
Красная |
Синяя |
Фенолфталеин |
Бесцветная |
Красная |
Индиго карминовый |
Голубая |
Желтая |
Галогены. Соединения галогенов со степенью окисления +1, +3 (кислоты, соли). Методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства.
Фтор не образует соединений с положительными степенями окисления. Для хлора (I), брома (I) и йода (I) известны хлорноватистая, бромноватистая и йодноватистая кислоты НГО и их соли гипохлориты, кипобромиты, гипойодиты. Кислоты НГО – сабые электролиты, сила которых уменьшается в ряду НСlO – HBrO – HJO, вследствие увеличения радиусов атомов галогенов. Кислоты НГО существуют только в разбавленных растворах и неустйчивы. 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. Хлористая кислота и ее соли обладают сильными окислительными свойствами.
Соединения d-элементов группы VII (соли, комплексные соединения). Методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства. Гидролиз солей.
Соли марганца в степени окисления +2 слабо гидролизованы:
Mn+2+H2OMnOH++H+
Соли марганца (II) проявляют восстановительные свйства только в присутствии сильных окислителей:
2Mn(NO3)2+5NaBiO3+16HNO3=2HMnO4+5Bi(NO3)3+5NaNO3 + 7H2O
3MnSO4 + 2KMnO4 +2H2O=5MnO2+K2SO4 +2H2SO4
Соли марганца (III) легко диспропорционируют даже в слабокислом растворе:
2MnCl3+2H2O=MnCl2+ MnO2 +4HCl
MnSO4 + 4KOH+2KNO3 =K2MnO4 +2KNO2+K2SO4 + 2H2O
a)HClO4+NaOH→NaClO4+H2O 2)HClO4+4SO2+H2O→4H2SO4+HCl
Билет19
Взаимодействие р-элементов с растворами щелочей.
К растворам щелочей бор устойчив, но в присутствии окислителей реагирует с образованием метаборатов: 2B+2KOH+3NaClO=2KBO2+3NaCl+H2O. Металлический алюминий легко взаимодействует с растворами щелочей с выделением водорода: Al+2KOH+6H2O=3H2+2K[Al(OH)4]. В концентрированных растворах щелочей кремний растворяется с образованием силикатов: Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2. С растворами щелочей олово и свинец взаимодействует с вытеснением водорода. Например, Sn+2NaOH+2H2O=H2+Na2[Sn(OH)4]. Германий, как менее активный элемент, взаимодействует со щелочами только в присутствии окислителя: Ge+2NaOH+2H2O2=Na2[Ge(OH)6]. Сера в растворах щелочей диспропорционирует: 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O. Галогены легко растворяются в щелочах: Г2+2КОН=КГ+КГО+Н2О или 3Г2+6NaОНизб=5NaГ+NaГО3+3Н2О. Хлор взаимодействует с сухой гашеной известью и получается белильная известь: Cl2+Ca(OH)2=CaOCl2+H2O.