- •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).
Аммиак. Методы получения. Химические свойства. Гидразин, гидроксиламин. Их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Азотоводородная кислота.
Промышленный способ получения аммиака – каталитический процесс, протекающий при высоких давлениях и температурах, катализатор (Fe3O4): N2+3H2==2NH3. В лаборатории аммиак получают, действуя на соли аммония растворами щелочей: NH4Cl+KOH=NH3+KCl+H2O. Молекула аммиака – тригональная пирамида с валентным углом 107,30, что соответствует sp3-гибридизации. Молекула полярна и проявляет электронодонорные свойства. Водородная связь между молекулами аммиака слабее, чем в воде, поэтому вязкость аммиака меньше, а температура плавления ниже, чем воды. При обычных условиях аммиак – газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. В водном растворе аммиака имеется равновесие: NH3+H2O==NH3*H2O==(NH4OH)==NH4++OH-. Химические свойства аммиака характеризуют: 1. Реакции присоединения. Аммиак проявляет свойства основания, легко образуя соли аммония с протонными кислотами и комплексные аммиакаты с кислотами Льюиса: NH3+HCl=NH4Cl; CuSO4+4NH3=[Cu(NH3)4]SO4.
2. Реакции замещения. Газообразный или жидкий аммиак вступает в реакции замещения водорода металлами: 2Na+2NH3=NaNH2+H2. В зависимости от числа замещенных атомов продукты реакции: NaNH2 – амид натрия, Na2NH – имид натрия, Na3N – нитрид натрия. Как и нитриды, амиды и имиды активных металлов разлагаются водой: NaNH2+H2O=NaOH+NH3. В окислительно-восстановительных реакциях амиды, имиды и нитриды проявляют восстановительные свойства, окисляясь до азота.
3. ОВР в которых аммиак проявляет свойства восстановителя: 2NH3+2KMnO4=N2+2MnO2+2KOH+2H2O.
Гидразин, N2H4, получают окислением водного раствора аммиака гипохлоритом натрия в присутствии желатина: 2NH3+NaClO=N2H4+NaCl+H2O. Гидразин – бесцветная, дымящая на воздухе жидкость. Гидразин – слабое двухкислотное основание, с кислотами образует соли гидразиния, например, N2H4*H2SO4 – сульфат гидразиния, с водой – гидразин гидрат N2H4*H2O. Степень окисления азота в гидразине -2. В окислительно-восстановительных реакциях гидразин – сильный восстановитель: 2CuSO4+N2H4*H2SO4=2Cu+N2+3H2SO4. В реакциях с сильными восстановителями гидразин может проявлять окислительные свойства: N2H4+H2=2NH3.
Гидроксиламин, NH2OH, получают электролитическим восстановлением азотной кислоты на свинцовом катоде: HNO3+6«Н»=NH2OH+2H2O. Гидроксиламин – кристаллическое вещество,слабое основание. Степень окисления азота в гидроксиламине -1. В щелочной среде гидроксиламин хороший восстановитель: 2NH2OH+J2+2KOH=N2+2KJ+4H2O, а в кислой среде может быть и окислителем: 4FeSO4+2NH2OH+3H2SO4=2Fe2(SO4)3+(NH4)2SO4+2H2O.
Азотоводородную кислоту получают окислением гидразина азотистой кислотой: N2H2+HNO2=HN3+2H2O. HN3 – бесцветная жидкость, с резким запахом, токсична, распадается со взрывом. Азотоводородная кислота слабая, в водном растворе медленно разлагается: HN3+H2O=N2+NH2OH. В окислительно-восстановительных реакциях проявляет окислиетльные свойства подобно азотной кислоте: HN3+2HJ=J2+NH3+N2. при взаимодействии HN3 с металлами образуются соли – азиды, азот и аммиак: 3HN3+Mg=Mg(N3)2+N2+NH3. Азиды тяжелых металлов (Pb и др.), как и сама кислота обладают взрывчатыми свойствами.