- •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).
Билет 1
Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы. Буферные растворы.
Вода – слабый электролит. Ее ионизация происходит в соответствии с уравнением Н2О+Н2О=Н3О++ОН- К=(С(Н+)*С(ОН-))/С(Н2О)=1,8*10-16. 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. 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-).рН=-lgС(Н+), рОН=-lgС(ОН-) – для слабых электролитов; рН=-lgа(Н+), рОН=-lgа(ОН-) – для сильных электролитов. 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 |
Интервал рН перехода окраски |
Окраска |
|
В кислой среде |
В щелочной среде |
||
Метиловый фиолетовый |
0 – 3 |
Желто-зел. |
Фиолетово-голубая |
Метилоранж |
3,1 – 4,4 |
Красн. |
Желтая |
Лакмус |
5 – 8 |
Красн. |
Синяя |
Фенолфталеин |
8,3 – 10,0 |
Бесцв |
Красная |
Индиго карминовый |
12 – 14 |
Голуб. |
Желтая |
Галогены. Соединения галогенов со степенью окисления +5 (кислоты, соли). Методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства.
Для хлора, брома и йода в степени окисления +5 известны кислоты НГО3 – хлорноватая, бромноватая, йодноватая и соответствующие соли – хроматы, броматы, йодаты. Кислоты НГО3 – сильные электролиты, однако в ряду HClO3 – HJO3 кислотные свойства несколько ослабевают. Хлорноватая и бромноватая кислоты неустойчивы, существуют только в растворе.
Получение
Ba(ClO3)2+H2SO4=BaSO4+2HClO3; 5AgBrO3+3Br2+3H2O=5AgBr+6HBrO3. Йодноватую кислоту получают окислением йода: J2+10HNO3=2HJO3+10NO2+4H2O, J2+5Cl2+6H2O=2HJO3+10HCl В растворе йодноватая кислота ассоциирована (HJO3)n, где n=2 – 3, в связи с чем она легко кристаллизуется с солями, образуя кислые соли, например: KJO3*2HJO3. При нагревании до 2000С HJO3 разлагается: 2HJO3=J2O5+H2O. Для HClO3 и HBrO3 ангидриды не получены. Окислительные свойства в ряду HClO3 – HJO3 уменьшаются. Хлораты, броматы и йодаты получают 3Г2+6NaOHгор=5NaГ+NaГО3+3Н2О. Окислительная активность солей ниже, чем соответствующих кислот, и в растворах проявляется только в кислой среде: KClO3+6HCl=3Cl2+3H2O+KCl. Наибольшее применение в качестве окислителя имеет хлорат калия – «бертолетова» соль. 4KClO3=3KClO4+KCl, а в присутствии катализаторов (MnO2) разлагается: 2KClO3=2KCl+3O2 окисляет многие вещества при сплавлении: 6P+4KClO3=5KCl+3P2O5
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
легко диспропорционируют в слабокислом растворе:
2MnCl3+2H2O=MnCl2+ MnO2 +4HCl
MnSO4 + 4KOH+2KNO3 =K2MnO4 +2KNO2+K2SO4 + 2H2O
Mn(SO4)2+2H2O= MnO2 +2H2SO4
Комплексные соединения [Mn(H2O)6]3+ и [Mn(H2O)6]2+
a)HClO4+NaOH→NaClO4+H2O 2)HClO4+4SO2+H2O→4H2SO4+HCl
Билет 2
Соединения элементов с галогенами. Характер связи Э-Г. Гидролиз (на примере галогенидов р-элементов группы V).
Галогениды азота неустойчивые соединения, кроме NF3. NF3 инертен, устойчив до 250 – 3000С, разлагается водой при электрическом разряде: 2NF3+3H2O=N2O3+6HF. Наибольшее практическое значение имеют хлорамины. NCl3 – трихлорамин, NHCl2 – дихлорамин, NH2Cl – монохлорамин. Все они неустойчивы и легко разлагаются водой: NCl3+3H2O=NH3+3HСlO. Хлорамины используются в практике как отбеливающее и дезинфицирующие средства. Эти свойства им придает образующаяся при гидролизе хлорноватистая кислота. Галогениды фосфора РГ3 и РГ5 (кроме иодида фосфора (V)) получают непосредственно из простых веществ. Это ковалентные соединения, относящиеся к классу галогенгидридов. Легко разлагаются водой, поэтому дымят на воздухе: PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl; PCl5+H2O=POCl3+2HCl; POCl3+3H2O=H3PO4+3HCl. 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. В хлоридах сурьмы (III) и висмута (III) связь более ионная и эти соединения относятся к классу солей. В водных растворах SbCl3 и BiCl3 сильно гидролизованы с образованием солей Э(ОН)2Cl, которые, отщепляют воду, выпадают в осадок в виде оксохлоридов ЭОСl: ЭСl3+Н2О==ЭОСl+2HCl.