- •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).
Оксиды, гидроксиды железа, кобальта, никеля (методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства). Изменение свойств в зависимости от природы элемента.
Fe + O2 =Fe2O3 (красно-бурый)при комнатной температуре, при нагревании Fe3O4
При нагревании черный FeO.
Гидроксиды железа: белый Fe(OH)2 и бурый Fe(OH)3 получают действием щелочей на соответствующие соли: FeSO4 + 2NaOH= Fe(OH)2 + Na2SO4
Fe(OH)2 +O2 +2H2O= 4Fe(OH)3
Оксид и гидрокид железа II проявляют основные свойства. Оксид и гидрокид железа III амфотерны с преобладанием основных свойств. Fe(OH)3 и Fe2O3 растворяются в кислотах с образованием солей катионного типа. Анионные соли(ферриты) образуются при их сплавлении с щелочами или содой:
Fe2O3 +2 NaOHконц =2NaFeO2+H2O(сплав)
Fe(OH)3 +3HCl=FeCl3+3H2O
4Co(NO3)2 =>2Co2O3+8NO2+O2
Co+ O2=CoO
Co2O3+6HCl=2CoCl2+Cl2+3H2O
CoCl2 +2 NaOH=Co(OH)2 +2NaCl
2 Co(OH)2 + H2O2=>Co(OH)3
2 Co(OH)2 +Br2+2NaOH=2Co(OH)3 +2NaBr
4Ni(NO3)2=4NiO+8NO2+2O2
NiCl2 + 2 NaOH=Ni(OH)2 +2NaCl
2 Ni(OH)2 +Br2+2NaOH=2Ni(OH)3 +2NaBr
В ряду Fe(OH)2 → Ni(OH)2 увеличивается устойчивость гидроксидов, уменьшаются восстановительные свойства. Гидроксид железа окисляется на воздухе, Co(OH)2 – значительно медленнее, а Ni(OH)2 - окисляется с более сильными окислителями:
2 Ni(OH)2 + NaClO + H2O=2Ni(OH)3 +NaCl
В ряду Fe(OH)2 → Ni(OH)2 устойчивость гидроксидов уменьшается, окислительные свойства возрастают. Гидроксиды кобальта и никеля окисляют концентрированные HCl и H2SO4
2Ni(OH)3 + 6HCl=2NiCl2 + Cl2 +6H2O
4Ni(OH)3 +4H2SO4 =4NiSO4 + O2+10H2O
Взаимодействие кислот с Fe(OH)3 обменная реакция:
Fe(OH)3 +3HCl=FeCl3+3H2O
5H2SO4+8KJ→H2S+4J2+4H2O+4K2SO4
Билет 8
Современная формулировка периодического закона. Периоды, группы, семейства. Строение атомов, валентные электроны.
Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов. Периодическая система состоит из периодов. В настоящее время система включает семь периодов. Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает в себя 2 элемента, второй и третий периоды – по 8 элементов, четвертый и пятый – по 18, шестой – 32. Все периоды начинаются со щелочных металлов и заканчиваются инертным газом. В периоде по мере возрастания порядкового номера элементов происходит переход от типичных металлов (щелочные металлы) к типичным неметаллам (галогены, инертные газы). Большие периоды в отличие от малых включают в себя вставные декады. В состав вставных декад входят только металлы. VI и VII периоды включают еще по 14 элементов – лантаноиды в шестом периоде (Ce – Lu) и актиноиды в VII периоде (Th – Lr). Эти группы элементов вынесены за рамки таблицы. Расположение элементов по периодам в рамках периодической системы приводит к тому, что сходные по своим свойствам элементы располагаются в вертикальных столбцах. Такие последовательности элементов образуют группы. Группы подразделяются на подгруппы (основные и побочные). Основные подгруппы включают в себя элементы всех периодов. Побочные подгруппы образованны элементами вставных декад. Поскольку в декады входит десять элементов, то и таких подгрупп в таблице тоже десять. Семь первых элементов вводятся в семь основных подгрупп, а три последние входят в состав восьмой группы. Семейства – элементы, схожие по химическим свойствам.
Физико-химические свойства галогенов (энергия связи, потенциал ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность). Особенности изменения этих свойств в ряду галогенов. Степени окисления галогенов в соединениях.
В атомах Г2 валентными являются электроны внешнего слоя. С увеличением порядкового номера элемента радиусы атомов закономерно возрастают, вследствие этого уменьшаются энергия ионизации, энергия сродства к электрону и относительная электроотрицательность, ослабляются окислительные и нарастают восстановительные свойства свободных галогенов. В ряду F – J уменьшаются неметаллические свойства. Если фтор – типичный неметалл, то йод проявляет такие свойства металлов, как металлический блеск кристаллического йода, способность к образованию солей катионного типа (J(ClO4), J(CH3COO)3), амфотерность HJO. Хлор, бром, йод в соединениях проявляет степени окисления от -1 до +7, что обусловлено наличием d-подуровня в атомах. Степень окисления фтора, как самого электроотрицаельного элемента всегда -1. 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.