Общая характеристика d-элементов группы II (цинк, кадмий, ртуть). Степени окисления. Особенности соединений ртути. Химические свойства цинка.

Особенность атомов d-элементов II группы: валентными являются только ns² -электроны, так как предвнешний уровень полностью заполнен в образовании хим.связи участвуют только два электрона и атомы этих элементов не проявляют степени окисления выше +2 (ZnCl₂,ZnSO₄*7H₂O,CdS). d-элементы проявляют сходства с s-элементами I группы(нет переменных степеней окисления, не высокие температуры плавления, отсутствие окраски и диамагнитность катионов), но отличаются по химической активности. Как другие d-элементы проявляют склонность к комплексообразованию. Ртуть отличается по свойствам от цинка и кадмия:

4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s² ,6s² – называется «инертная пара», так как из-за проникновения под экран 5d¹⁰ 4f¹⁴ электронов они менее активны, чем ns²-электроны цинка и кадмия. Ртуть способна образовывать кластеры – со связью металл-металл (Hg-Hg)²⁺, проявляя степень окисления +1.

Химические свойства цинка:

Zn+2HClразб=ZnCl₂+H₂

Zn+H₂O=ZnO+ H₂

Zn+H₂SO₄разб= ZnSO₄+H₂

Zn+ H₂SO₄конц=ZnSO₄+H₂S+ H₂O

Zn+HNO₃оч.разб=Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+ H₂O

Zn+HNO₃конц=NO₂+Zn(NO₃)₂+ H₂O

Zn+2NaOH+2H₂O=Na₂[Zn(OH₄)] + H₂

2Zn+O₂=2ZnO

Zn+S=ZnS

Zn+NH₃*H₂O+H₂O=[Zn(NH₃)₄](OH)₂+ H₂

3Cl₂+14Fe(OH₃)+6KOH→14Fe+6KClO₄+24H₂O

Билет 4

Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщипления. Спектрохимическйи ряд лигандов.

Комплексные соед-я - молекулярные соединения, сочетание отдельных компонентов которых приводит к образованию сложных ионов или молекул, способных к самост. существованию, как в кристалле, так и в растворе.

МВС Связь в компл соединение образуется по дон-акц механизму, где донором выступает лиганд, а акцептором – комплексообразователь.Орбитали комплексообразователя гибридизированны. Связь при этом чисто ковалентная.

[BF₄]^- sp³ гибридизация и форма - тетраэдр.

МВС объясняет, но не прогнозирует св-ва координационных соединений.

Основные положения ТКП:

1. Механизм образования связей в корд.соед. объясняется чисто электростатическим взаимодействием между центральным ионом и лигандами.

2. Лиганды независимо от их реальной структуры представляют как точечные заряды. Связь между лигандом и комплексообразователем ионная.

3. Электронная конфигурация центр.иона рассматривается в рамках квантовохимических представлений.

4. ТКП приложима для описания хим.связи корд.соед. исключительно d- и f-элементов.

Схема расщепления энергетических уровней центрального атома под действием электростатического поля лиганда.

Различие в энергии двух уровней E_eg - E_t2g=∆(∆₀,∆_T) называется энергией расщепления кристаллическим полем или просто расщеплением.

Энергия расщепления определяется и геометрической конфигурацией комплексного иона. Так энергия расщепления в тетраэдрическом комплексе ниже в сравнении с октаэдрическим. ∆_T ≈ 4/9∆₀

Факторы, определяющие энергию расщепления: степень окисления центр.атома, тип d-орбитали(3d,4d,5d), природу лиганда.

Энергия расщепления возрастает с увеличением степени окисления комплексообразователя. В этом случае лиганды располагаются ближе к центральному иону энергия взаимод. их с d-орбиталями возрастает. При переходе от 3d-> 5d энергия расщепления возрастает, т.к d-орбитали с большим главным квантовым числом имеют более вытянутую форму и активнее взаимодействуют с лигандами. Зависимость энергии расщепления от природы лиганда сложна, и учесть все факторы сложно. Характеристикой энергии расщепления кристаллическим полем определенного лиганда является его положение в спектрохимическом ряде:

(сил)CO>CN^->>NO₂^->NH₃>H₂O>F^->HO^->Cl^->Br^->I^-(слаб)

р-элементов группы 6 (пероксид водорода, пероксокислоты серы и их соли). Методы получения.

Пероксид водорода получают H₂S₂O₈+2H₂O=2H₂SO₄+H₂O₂ и Степень окисления кислорода в Н₂О₂ равна -1, поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Вследствие меньшей прочности связи О – О для Н₂О₂ более характерны окислительные свойства: Н₂О₂+2HJ=J₂+2H₂O. Восстановительные свойства H₂O₂ проявляет только при взаимодействии с сильными окислителями: H₂O₂+Ag₂O=2Ag+O₂+H₂O. При хранении пероксид водорода постепенно разлагается: 2H₂O₂=2H₂O+O₂. Известны следующие пероксокислоты серы: H₂SO₅ – пероксомоносерная(кислота Каро) и H₂S₂O₈ – пероксодисерная. Пероксидисерную кислоту в промышленности получают электролизом серной кислоты (w>50%). На аноде протекает реакция: 2HSO₄^—2e=H₂S₂O₈. Электролизом концентрированных растворов гидросульфатов калия и аммония получают пероксодисульфаты. Пероксимоносерную кислоту можно получить из хлорсульфановой кислоты и пероксида водорода: HOSO₂Cl+H₂O₂=H₂SO₅+HCl, а также при обработке 100%-ной H₂S₂O₈ пероксидом водорода: H₂S₂O₈+H₂O₂=2H₂SO₅. При гидролизе пероксокислот образуется пероксид водорода: H₂S₂O₈+2H₂O=2H₂SO₄+H₂O₂. Пероксокислоты серы и пероксосульфаты – сильные окислители: S₂O₈^2-+2e=2SO₄, K₂S₂O₈+2Ag=Ag₂SO₄+K₂SO₄. В отличие от пероксида водорода, восстановительные свойства для них не характерны.

Соединения d-элементов группы II (соли, комплексные соединения). Методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства солей. устойчивость комплексных соединений. Особенности соединений ртути.

Zn(OH)₂+NH₄Cl=ZnCl₂+NH₄OH

Cd(OH)₂+NH₄Cl=CdCl₂+NH₄OH

ZnCl₂ + Na₂S=ZnS+2NaCl

CdCl₂ + Na₂S=CdS+2NaCl

ZnS+2HClразб= ZnCl₂ +H₂S

CdS+2HClконц= CdCl₂ +H₂S

3ZnS+8HNO₃разб=3ZnSO₄+8NO+4H₂O

ZnS+8HNO₃конц=ZnSO₄+8NO₂+4H₂O

3CdS+8HNO₃разб=3Cd(NO₃)₂ +3S+2NO+4H₂O

CdS+10HNO₃конц=Cd(NO₃)₂ +8NO₂+ H₂SO₄+4H₂O

2ZnCl₂ + 2Na₂CO₃+H₂O=(ZnOH)₂CO₃+CO₂+4NaCl

Гидролиз солей Zn и Cd:

ZnCl₂ + H₂OZnOHCL+HCl

CdCl₂ + H₂OóCdOHCL+HCl

4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s² ,6s² – называется «инертная пара»,так как из-за проникновения под экран 5d¹⁰ 4f¹⁴ электронов они менее активны чем ns²-электроны цинка и кадмия. Ртуть способна образовывать кластеры – со связью металл-металл (Hg-Hg)²⁺, проявляя степень окисления +1. Только для ртути известны амидные соединения имеющие связь Hg-N , устойчивая в водной среде.Ртуть растворяется только в кислотах-окислителях(кислота в избытке, образуется соли Hg⁺²), при недостатке-Hg₂⁺²

3Hg+8HNO_3конц=3Hg(NO₃)₂+2NO+4H₂O

6Hg+8HNO_3конц=3Hg₂(NO₃)₂+2NO+4H₂O

Соединения ртути легко восстанавливаются. При восстановлении Hg⁺² сначала образуется Hg₂⁺², а затем Hg⁰

HgCl₂ +SnCl₂=Hg₂Cl₂+SnCl₄

Hg₂Cl₂ +SnCl₂ =2 Hg+ SnCl₄

Гидроксид ртути неустойчив и разлагается на HgO и воду.

HgO- неамфотерный основной оксид, но основные свойства выражены слабо, поэтому соли ртути подвергаются гидролизу с образованием оксосолей.

J₂+2Na₂S₂O₃→Na₂S₄O₆+2NaJ

Билет 5

Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

взаимодействует с растворами щелочей с выделением водорода: Al+2KOH+6H₂O=3H₂+2K[Al(OH)₄].

кремний растворяется с образованием силикатов: Si+2NaOH(к)+H₂O=Na₂SiO₃+2H₂.

С растворами щелочей олово и свинец взаимодействует с вытеснением водорода. Sn+2NaOH+2H₂O=H₂+Na₂[Sn(OH)₄]. Германий взаимодействует со щелочами только в присутствии окислителя: Ge+2NaOH+2H₂O₂=Na₂[Ge(OH)₆]. Титан растворим в щелочах, а цирконий и гафний не растворимы: Ti+2NaOH+H₂O=Na₂TiO₃+2H₂.

Азот. Методы получения, строение молекулы, химические свойства.

Во всех агрегатных состояниях азот безцветен. Кратность связи в молекулах азота N₂ равна трем. Из-за высокой энергии связи молекула азота малореакционноспособна. При температуре выше 3000⁰С происходит термическая диссоциация: N₂=2N. Получающийся атомарный азот является сильным окислителм, а при взаимодействии с более электроотрицательными кислородом и фтором – восстановителем. в соединениях азот проявляет степени окисления -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. При обычных условиях азот взаимодействует только с литием, а при высоких температурах почти со всеми элементами с образованием нитридов (Li₃N, Mg₃N₂, NH₃ и т.д.). В промышленности азот получают из жидкого воздуха. В лаборатории азот можно получить разложением солей: NH₄NO₂=N₂+2H₂O; 2NaN₃=3N₂+Na.

Общая характеристика d-элементов группы VIII. Строение внешних электронных оболочек. Степени окисления. Зависимость степеней окисления от электронного строения атомов. Химические свойства железа, кобальта, никеля.

Fe 3d⁶4s² ; +2;+3, (+6)

Co 3d⁷4s² ; +2;+3

Ni 3d⁸4s² ; +2;+3

Ru 4d⁷5s¹ ; +4(+2;+3;+6;+7;+8)

Rh 4d⁸5s¹ ; +3(+4)

Pd 4d¹⁰5s⁰ ; +2(+4)

Os 4f¹⁴5s²5p⁶5d⁶6s² ; +6(+2;+3;+4;+8)

Ir 4f¹⁴5s²5p⁶5d⁷6s² ; +4(+3)

Pt 4f¹⁴5s²5p⁶5d⁹6s¹ +2;+4(+6)

В атомах рубидия, родия, палладии, платины наблюдается электронный перескок, и внешний слой содержит один электрон. А у палладия отсутствует внешний 5s слой.

Железо, кобальт, никель – относительно легкие металлы; осмий, иридий, платина – тяжелые металлы; рутении, родий, палладий - промежуточные. Все перечисленные металлы тугоплавкие. Наибольшую температуру плавления имеет осмий.

Fe+2HCl=FeCl₂+H₂

Fe + H₂SO₄разб=FeSO₄+ H₂

2Fe + 6H₂SO_4конц=Fe₂(SO₄)₃+ 3SO₂+ 6H₂O

Fe+6HNO₃конц=Fe(NO₃)₃+3NO₂+3H₂O

10Fe+36HNO_3разб =10 Fe(NO₃)₃ +3 N₂ + 18H₂O

Fe + O₂ =Fe₂O₃

Co+2HCl=CoCl₂+H₂

Co + H₂SO₄разб=CoSO₄+ H₂

3Co+8HNO_3ср.конц=3Co(NO₃)₂+2NO+4H₂O

Ni+2HCl=NiCl₂+H₂

Ni + H₂SO₄разб=NiSO₄+ H₂

3Ni+8HNO_{3ср.конц}=3Ni(NO₃)₂+2NO+4H₂O

FeSO₄+KMnO₄+H₂SO₄→MnSO₄+K₂SO₄+Fe₂(SO₄)₃+H₂O

Билет 6

Гидролиз катионных и анионных соединений элементов группы V. Сравнительная характеристика.

Нитриды с ионной связью легко разлагаются в водных растворах: Mg₃N₂+6H₂O=3Mg(OH)₂+2NH₃. Как и нитриды амиды и имиды активных металлов разлагаются водой: NaNH₂+H₂O=NaOH+NH₃. Слабая азотоводородная кислота в водном растворе медленно разлагается: HN₃+H₂O=N₂+NH₂OH. Фторид азота разлагается водой электрическом разряде: 2NF₃+3H₂O=N₂O₃+6HF. Трихлорамин, дихлорамин и монохлорамин неустойчивы и легко разлагаются водой: NCl₃+3H₂O=NH₃+3HСlO. NOCl+H₂O=HCl+HNO₂. Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов легко разлагаются водой: Ca₃P₂+6H₂O=3Ca(OH)₂+2PH₃. Na₃P+3H₂O=3NaOH+PH₃. Галогениды фосфора легко разлагаются водой: PCl₃+3H₂O=H₃PO₃+3HCl; PCl₅+H₂O=POCl₃+2HCl; POCl₃+3H₂O=H₃PO₄+3HCl. Образование фосфористой кислоты: P₄O₆+6H₂O(хол)=4H₃PO₃, а с горячей водой диспропорционирует: P₄O₆+6H₂O=PH₃+3H₃PO₄. Легко присоединяет воду: P₄O₁₀+6H₂O=4H₃PO₄. AsCl₅, AsCl₃ и SbCl₅ – кислотные соединения, относящиеся к классу галогенгидридов, в водных растворах гидролизованы нацело, но обратимо: AsCl₃+3H₂O==As(OH)₃+3HCl; AsCl₅+4H₂O==H₃AsO₄+5HCl; SbCl₅+4H₂O==H₃SbO₄+5HCl.