Галогены. Методы получения. Химические свойства.
Свободные галогены являются сильными окислителями. Непосредственно взаимодействуют с металлами и большинством неметаллов, кроме углерода, азота и кислорода: 2Al+3J2=2AlJ3; 2P+5Cl2=2PCl5. Фтор окисляет криптон и ксенон, разрушает стекло: SiO2+2F2=SiF4+O2. Окислительная способность в ряду F2 – J2 уменьшается.
В промышленности хлор получают электролизом водного раствора хлорида натрия. Небольшие количества хлора удобно получать по реакции конц HCl с оксидом марганца MnO2 или с перманганатом калия KMnO4: MnO2+4HCl=Cl2+MnCl2+2H2O; 2KMnO4+16HCl=5Cl2+2MnCl2+2KCl+8H2O.
Особо чистый хлор получают нагреванием хлорида золота: 2AuCl3=2Au+3Cl2.
Бром и йод получают вытеснением из солей
KBr+Cl2=KCl+Br2
Галагены получают электролизом р-ров солей.
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.
Соли хрома II можно получить при растворении хрома в разб кислотах (соляной или серной) в токе водорода
Cr+2HCl=CrCl2+H2
Или вост солей хрома III водородом или цинком.
При взаимодействии щелочей с CrCl2 выделяется осадок Cr(OH)2
степень окисления II для хрома неустойчива, и его соединения явл сильными вост. В р-ре соли хрома II постепенно вост водород из воды
2CrCl2+2H2O=2CrOHCl2+H2
Соли хрома III. В водном р-ре гидролизованы. Так как основные св-ва хрома III сильнее,чем кислотные, то катионные соли хрома гидролизованны частично
Cr3++2H2O=2CrOH2++H2
а анионные полностью
[Cr(OH)6]3-= Cr(OH)3+3OH-
В присутствии карбонатов и сульфидов щелочных металлов гидролиз идет до конца.
2Сr3++3CO32-+3H2O=2Cr(OH)3+3CO2
В присутствии окислителя хрома III переходит в К2CrO4 (в щел) и в К2Cr2O7 (в кисл)
Восстановительные св-ва соединений хрома III можно показать на примере взаимодействия солей хрома III с перекисью
2CrCl3+10NaOH+3H2O2=2Na2CrO4+8H2O+6NaCl
Комплексные соединения хрома III. Хром III образует большое кол-во комплексных соединений с координационным числом 6. Например,[Cr(H2O)6]Cl3, K3[Cr(OH)6] Окраска комплексного соединении меняется в зависимости от состава внутренней сферы, от зеленого до сине-фиолетового.
Галагениды Mo2+являются тугоплавкими малорастворимыми кластерами (Mo6Г8)Г4
Получены аналогичные кластерные соединения вольфрама (W6Г8)Г4
NH3+K2FeO4→Fe2O3+N2+KOH+H2O
Билет 20
Ковалентная связь. Основы метода ВС. Механизмы образования связи (МВС). Кратные связи.
В методе валентных связей различают обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. При обменном механизме предполагается, что химическая связь образуется за счет неспаренных электронов атомов. Для образования общей электронной пары атомов, образующие связь, поставляют по одному электрону. В обменном механизме образования химической связи могут участвовать s-, p-, d-электроны. Покажем суть обменного механизма на примерах образования молекул H2, F2, HF:
Классическим примером образования молекул по донорно-акцепторному механизму является образование иона аммония NH4+:
В молекуле аммиака три электрона р-орбиталей атома азота участвуют в образовании связи по обменному механизму (связи N – Н), а 2s-орбиталь занята неподеленной электронной парой. У иона водорода имеется незанятая (вакантная) орбиталь. Химическая связь возникает благодаря тому, что неподеленная электронная пара атома азота занимает вакантную орбиталь иона водорода. Таким образом появляется необходимая общая электронная пара. Частица, предоставляющая неподеленную электронную пару, называется донором, а вакантную орбиталь – акцептором. Описанный механизм называют донорно-акцепторным механизмом образования химической связи. Различают несколько типов ковалентной связи: о-,п-,б-связи. о-Связь образуется при перекрывании электронных облаков вдоль оси связи, она может возникать при перекрывании s-, p-, d-орбиталей:
п-Связь образуется перекрыванием электронных облаков симметрично линии, перпендикулярной оси связи. Этот тип связи может быть образован p- и d-орбиталями.
б-Связь – перекрывание электронных облаков происходит симметрично относительно плоскости, перпендикулярной оси связи. Образование этого типа связи возможно только при перекрывании d-орбиталей:
Из всех типов связей наиболее устойчивой является о-связь, она образуется первой. Другие типы связей не существуют самостоятельно от о-связи. Поскольку атомы многих элементов могут участвовать в образовании нескольких связей, то между ними, наряду со связью, образованной одной электронной парой (простой связью), могут возникать другие типы связи. В этом случае образуются кратные связи. Например в молекуле азота атомы образуют тройную связь (одна о- и две п-связи), в молекуле этилена между атомами углерода одна о- и одна п-связь образуют двойную связь.