Shpargalka k ekzamenu teoria chast 2 — kopia

As, Sb, Bi (мышьяк, сурьма, висмут)
Мышьяк в соединениях проявляет ст.ок.: -3,+3 и +5 Для сурьмы: +3 и +5, а для висмута: +3.
у As и Sb несколько аллотропных модификаций, в том числе хрупкие метал. формы. Вi более прочен,но и он легко разбивается при ударе молотка. Bi- одно из немногих веществ, плотность которых в жидком состоянии больше, чем в твердом. В парах есть молекулы As4 и Sb4, парообразный висмут состоит из молекул Bi2
Хим. Свойства
Тенденция- чем ниже элемент, тем более стабильны соединения ст.ок. +3- у Bi она основная! От As к Bi в их соединениях связь становится более ионной, увеличиваются основные свойства оксидов и гидроксидов, их соединения ядовиты. В целом при валентных возможностях 3 и 5 эти элементы проявляют ст.ок. От -3 до +5.
2Э + 3Г2(недостаток)= 2ЭГ3
2Э + 5Г2(изб.) = 2ЭГ5 (известны только SbCl5)
порошки ме + порошки As, Sb = арсениды антимониды, напр: Ca3As2, K3Sb.
Реакции простых в-в с H2SO4(конц.):
4As+6H2SO4(конц)= As4O6 +6SO2 +6H2O
2Sb+6H2SO4(к)= Sb2(SO4)3+3SO2 +6H2O
2Bi+ 6H2SO4(к)= Bi2(SO4)3+3SO2+ 6H2O
Bi пассивируется в HNO3(к)
Взаимодействие простых в-в с HNO3:
As+5HNO3(к)= H3AsO4+5NO2(NO)+H2O
2Sb+10HNO3(к)=Sb2O5(Sb2O5*xH2O)+10NO2+5H2O
As+HNO3(разб)+H2O=H3AsO3+NO
4Sb+4HNO3(разб)=Sb4O6+4No+2H2O
Bi+4HNO3(разб)=Bi(NO3)3+NO+2H2O
Галогениды As,Sb,Bi: их получение и гидролиз.
Галогениды ЭГ3, ЭГ5 сильно гидролизованы в водных растворах, AsCl3 и SbCl5-практически нацело:
AsCl3+2H2O=HAsO2+3HCl
SbCl5+5H2O=Sb2O5(Sb2O5*xH2O)+5HCl
Галогениды Sb(3) и Bi(3) подвергаются гидролизу с образованием малораствор. оксосолей (это ильные соединения, наиболее характерные для d-иf-элементов)
SbCl3+H2O=SbOCl+2HCl
Bi(NO3)3+H2O=BiONO3+2HNO
Если BiГ3 -соли, то остальные ЭГ3-скорее галогенангидриды.
Галогениды могут образовывать коплексных соединений:
SbCl5+H2O=[SbCl5(H2O)]
SbCl5+H(Na)Cl=H(Na)[SbCl6]
AsCl3+NaCl=Na[AsCl4]
BiI3+KI=K[BiI4]
Получение: Тригалогениды получают взаимодействием простых в-в с умеренным кол-вом галогена
2Sb+3Cl2=2SbCl3
или кипячением оксидов в конц. галогенводородных кислотах
As2O3+6HCl=2AsCl3+3H2O
Пентагалогениды синтезируют действием избытком галогена на тригалогениды
BiF3+F2=BiF5, а также -галогенводородов на оксиды
Sb2O5+10HCl=2SbCl5+5H2O

Общая характеристика и хим. св-ва S, Se, Te(сера, селен, теллур)
находятся в главной подгруппе VI групп, общее название халькогены. P-эелементы. Валентность 2, возможно 4,6. Ст.окисл.: (-2),(-1),(0),(+4),(+6). Селен и теллур имеют металлические модификации, обладающие полупроводниковыми свойствами, в то время как сера типичный неметаллический элемент.. SSeTe рост радиуса атомов, прочности
·-связей уменьш.
Химич. Св-ва:
1.Э+O2=ЭO2
2.Э+порошки Me=сульфиды, селениды,теллуриды(t)
3.S+6HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O(t)
Э+4HNO3(коннц)=ЭO2+2H2O+4NO2(Э=Se, Te)
4.S+2H2SO4(конц)=3SO2+2H2O(t)
5.3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O(t)
6.H2SH2SeH2Te падение термодинамич. Устойчив., рост воост. Активности, рост силы кислот.
7.SO2SeO2TeO2 ослабление кисл. Св-в, рост окисл. Активности, падение термодинамич. Устойчивости
8.H2SO3H2SeO3H2TeO3 ослабление силы кислот

Кислородосодержащие к-ты S, Se, Te(сера, селен, теллур): получение, кисл.-основн. и окисл.-восст св-ва
Получение:
SeO2+H2O2(конц.)=H2SeO4(селеновая)
Br2+H2O+Ag2SeO3= H2SeO4+2AgBr
2SO3+H2SO4(конц)=H2S2O7(пиросерная)
SO3+HCL=HOSO2CL(хлоросерная)
SO3+HF=HOSO2F(фторосерная)
H2SO3-H2SeO3-H2TeO3- ослабление кисл-ных св-в, рост ок-ной активности
6H2SeO4+2Au=Au2(SeO4)3+3H2SeO3+3H2O
кислотно-основные св-ва:
H2TeO3=TeO(OH)++OH-
окислительно-восстановительные св-ва:
H2SeO3+4HI=2I2+Se+3H2O
H2TeO3+2H2S=Te+2S+3H2O
H2SeO3+H2O2=H2Se04+H2O
6H2SeO4(конц)+2Au=Au2(SeO4)3+3H2SeO3+3H2O
2H2SeO4+6HCL+Pt=H2[PtCL6]+2H2SeO3+2H2O


Получение серной кислоты и сероводорода в промышленности
Серную кислоту получают контактным и, реже, нитрозином (башенным) способами.
Триоксид серы бурно реагирует с водой, образуя серн к-ту:
HSO3Cl+H2O=H2SO4+HCl
Раствор SO3 в H2SO4 имеет техническое название олеум, вязкое в-во.
Некоторое кол-во получают окислением в сернокислотном р-ре, при этом кат-ром служит смесь оксидов азота и (нитрозный метод):
2SO2+O2+H2O=2H2SO4
SO3+H2O=H2SO4
Сероводород получают разложением сульфидов железа или кальция соляной кислотой:
CaS+2HCl=H2S+CaCl2
или синтезом из элементов (особо чистый сереводород):
H2+S=H2S
При взаимодействии горячих растворов сульфидов с серой образуются полисульфиды, производные полисероводорода H2Sx

Общая характеристика и хим св-ва галогенов
находятся в 7А подгруппе F, CL,Br, I, At. P-элементы,ns2np5. Хар-ны окисл. Св-ва. F сильнейший ок-ль, макс. Значение электроотриц., характерно валент. Сост. Равное 1, ст.окис.(-1). У CL-At ст.окисл. От (-1) до (+7)
Хим. Св-ва:
1.F2 реагирует со всеми кроме O2 и N2
2NaJ+F2=J2+2NaF
SiO2+2F2=SiF4+O2
2H2O+2F2=4HF+O2(OF2;O3;H2O2)
2.S+3F2=SF6
Ag+F2=AgF2
U+3F2=UF6
3.Г2+H2O=HГO+HГ
4.J2+KJ=KJ3
5.2KJ+Г2=2KГ+J2
2KBr+Г2=2KГ+Br2
6.Na2S2O3+4Г2+5H2O=2H2SO4+6HГ+
2NaГ(Г=CL,Br)
Получение CL, Br, KCLO3(хлора, брома и хлората калия) в промышленности
MnO2+4HCL(конц)=CL2+MnCL2+2H2O
2NaBr+CL2=Br2+2NaCL
2CLO2+2KOH=KCLO3+KCLO2+H2O

Ассоциация молекул фтороводорода. Дифторид калия
при нейтрализации HF гидроксидом калия происходит р-ия:
получение: H2+F2=2HF
CaF2+H2SO4=2HF+CaSO4
фтороводород-газ с резким запахом. Резко выраженная склонность молекул HF к ассоциации в связи с образованием водородных связей, что обусловлено высокой ст. полярности связи H – F. Ассоциаты переменного состава(HF)n образуются не только в твердом и жидком, но и в газообразном фтороводороде.
плавиковая кислота – HF
KOH+2HF=KHF2+H2O
SiO2+4HF=SiF4+2H2O
SiF4+2HF=H2[SiF6]
TaF5+KF=K[TaF6]
U+3F2=UF6
2HF+KOH=KHF2+H2O-дифторид калия
KHF2+KOH=2KF+H2O

Окислительное действие хлора и брома в щелочной среде
синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре: 2Na+CL2=2NaCL
CL более сильный ок-ль, чем Br
CL2+2Br-=2CL-+Br2
бром окисляет иодид-ионы:
Br2+2I-=2Br-+J2

Сопоставление кислотно-основных и окислительно-восст св-в кислородосод к-т галогенов.
HCLO хлорноватистая к-та
HCLO2 хлористая к-та;
HCLO3 – хлорноватая к-та
HCLO4 – хлорная к-та, не ок-ль
сила к-т увеличивается сверху вниз
HBrO – бромноватистая к-та
HBrO3 – бромноватая к-та
HIO – иодноватистая к-та
HIO3 иодноватая к-та
H3JO6 иодная
H2O+Г2=H++Г-+HOГ(Г=CL,Br,J)
Г2+2KOH=KOГ+KГ+H20
CL2+Ca(OH)2=CaOCL2+H2O
CaOCL2+2HCL=CaCL2+CL2+H2O
2HOCL=2HCL+O2(свет)
4HCLO2=HCL+HCLO3+2CLO2+H2O
3J2+10HNO3=6HJO3+10NO+2H2O

Получение и гидролиз галогенангидридов
получение:
3МOГ=МГO3+2МГ


Взаимодействие ме с серной кислотой
серная кислота является многофункциональным хим реагентом
Fe+H2SO4=FeSO4+H2
Для конц серн к-ты окислительно-восстан-ный потенциал выше, поэтому она является хорошим окислителем и восстан-ся иодид-ионами и активными ме до H2S:
4Zn+5H2SO4(к)=H2S+4ZnSO4+4H2O
и преимущественно до SO2 более слабыми восстан-лями:
Cu+2H2SO4(конц)=SO2+CuSO4+2H2O
Многие ме (Cr,Al,Ti,Fe,Ni,Cu и др.) в конц кислоте пассивируются(оксидная и солевая пассивация), но в ряде случаев пассивация «снимается» в горячей кислоте. Так, медь реагирует с конц серной к-той при темп-рах вышет 90C0

Получение и св-ва сероводорода. Растворимость и гидролиз сульфидов. Отношение сульфидов к кислотам
Получение H2S: FeS(ZnS)+2H+=H2S+FeCl2(ZnCl2)
2CrCL3+3K2S+6H2O=2Cr(OH)3+3H2S+6HCL
CaS+2HCL=H2S+CaCL2
H2+S=H2S
Св-ва H2S:
1.хороший вос-ль: 2H2S+3O2=2SO2+2H2O
2H2S+O2(нед.)=2S+2H2O
2.4H2S+3PbO2=SO2+3PbS+4H2O
2H2S+SO2=3S+2H2O
3.H2S+CL2(нед.)=S+2HCL
H2S+4Br2(изб.)+4H2O=H2SO4+8HBr
H2S+J2=S+2HJ
4.H2S+2Ag=Ag2S+H2
Растворимость H2S:
1.растворимые в воде(сульфиды аммония, щел. И щел.зем. Мет.), которые в ра-ах подвергаются гидролизу: S2-+H2OHS-+OH-
2.нераств. В воде, но раств. в разб. кис-ах(FeS, MnS, ZnS)
ZnS+HCLZnCL2+H2S
3.раств. В кислотах-окислителях(Ag2S,Bi2S3,PdS)
Ag2S+4HNO3=S+2AgNO3+2NO2+2H2O
4.раств. В ра-ах сульфидов щел. Мет.(SnS2, Sb2S3, Sb2S5)
SnS2+Na2S=Na2SnS3
Отношение сульфидов к кислотам:
Cu2S+14HNO3(конц)=2Cu(NO3)2+10NO2+H2SO4+H2O



Тиокислоты и их соли.
Тиокислоты -сернистые аналоги кислородных кислот, в молекулах которых кислород замещен на серу.
Сульфиды фосфора имеют кислотный характер и при взаимодействии с сульфидом натрия образуют тиосоли:
P4S10+6Na3PS4(тиофосфат натрия аналог ортофосфата Na3PO4)
Тиосоли соли тиокислот. Устойчивы и находят практическое применение. Так, тиоарсенаты Na3AsS4 и тиоарсениты Na3AsS3 используют в сельском хозяйстве, в аналитической химии.

Получение кислорода и пероксида водорода в промышленности и в лаборатории
O2 в промышленности: перегонка жидкого воздуха, электролиз воды(щел.р-ра)
O2 в лаборатории: 2KMnO4=K2MnO4+MnO2+02(t)
2KCL03=2KCL+3O2(t)
2H2O2=2H2O+O2(kat)
H2O2 в промышленности: 2H2SO4=H2H2(эл.ток)
H2S2O3+2H2O=2H2SO4+H2O2
H2O2 в лаборатории: BaO2+H2SO4=BaSO4+H2O2

Реакции пероксида водорода в роли окислителя и восстановителя
Реакции ок-ля: 3H2O2+J2(конц.)=2HJO3+3H2O
H2O2+2KJ+H2SO4=J2+K2SO4+2H2O
PbS+4H2O2=PbSO4+4H2O
Реакции вос-ля: (KMnO4;AuCL3; KCL03; HCLO)
5H2O2+2KMnO4+3H2SO4=5O2+2MnSO4+K2SO4+8H2O
H2O2+2HOCL=O2+CL2+2H2O

Сульфиды As,Sb,Bi: их отнош. кислот.к раствору (H4)2S
Это малораст. в воде соед. с характерной окраской. Сульфиды As2S5, As2S3, Sb2S5- реагир.с раств. основн. сульфидов, образуя раст и устойчивые в воде тиосоли (или сульфидные компл.):
As2S5+3Na2S=2Na3AsS4; Sb2S5+3Na2S=2Na3SbS4
As2S3+Na2S=2NaAsS2
Sb2S3 имеет амфотерный характер и он раствор:
Sb2S3+3Na2S=2Na3SbS3; Sb2S3+12HCl=2H3[SbCl6]+3H2S
Cульфиды получ. либо взаимод. простых в-в, либо взаим. соед. c H2S в сильно кислой среде:
2Bi+3S=(t)Bi2S3
2Na3AsO4+6HCl+5H2S=As2S5+6NaCl+8H2O
При осаждении As2S5 и Sb2S5 частично идет процесс: ЭО4+Н2S=ЭО3+Н2О+S
Bi2S3-сульфид, остальные соед.- тиоангидриды. Все сульфиды имеют очень маленькие величины ПР, не раствор. в минер. к-тах. Переводят в растворимое состояние либо действием кислот-окислителей:
Sb2S3+28HNO3(к)=28NO(NO2)+2H3SbO4+3H2SO4+8H2O
Bi2S3+24HNO3(к)=24NO2(NO)+2Bi(NO3)3+3H2SO4+12H2O либо в щелочных р-рах: Sb2S3+6KOH=K3SbS3+K3SbO3+3H2O
Sb2S5+8KOH=K3SbO4+K3SbS4+K2S+4H2O
Sb2S5+16KOH=2K3SbO4+5K2S+8H2O
либо в р-рах (NH4)2S, K2S: (NH4)2S+Sb2S3=2(NH4)3SbS3
3K2S+As2S5=2K3AsS4;Sb2S3+2(NH4)2S2+(NH4)2S=2(NH4)3SbS4 А Bi2S3 как соль не раств.ни в щелочах, ни в K2S. Он основ. поэтому раств. так:
Bi2S3+12HCl=2H3[BiCl6]+3H2S
3BiS3+8HNO3=2Bi(NO3)3+2NO+9S+4H2O

Фториды ксенона: получение, строение молекул и хим св-ва
Ксенон реагирует только с F в свободном состоянии. Многообразные соед благородных газов получают исходя из фторидов:
Xe+F2=(p,t) XeF2,XeF4,XeF6
Образование хим связи в мол фторидов ксенона объясняются с помощью МО с привлечением представлений о 4-хцентровой 4-электронной связи. В линейной молекуле XeF2 за счет одной 5р-орбитали атома Xe и двух 2р-орбиталей атомов F образуются три молекулярные орбитали- связывающая, несвязывающая и разрыхляющая, XeF4-квадратная мол, XeF6-пятиугольная пентагональная пирамида
Хим св-ва:
Фториды ксенона вступают в реакции присоединения:
XeF6+BF3=XeF6+BF3
XeF2+2SbF5=Xe(SbF6)2
XeF6+CsF=CsXeF7
CsXeF7=(t)Cs2XeF8+XeF6
разлагаются и диспропорцион при нагревании
3XeF6=(t)XeF2+2XeF8
2XeF2=(t)XeF4+Xe
гидролизуются и диспроп при комн температуре с водой , окисляют воду:
XeF6+H2O=XeOF4+2HF
XeOF4+H2O=XeO2F2+2HF
XeO2F2+H2O=XeO3+2HF
3XeF4=(H2O)2XeF6+Xe
XeF2+H2O=12O2+Xe+2HF
XeF4+2H2O=O2+Xe+4HF

Оксиды хлора и иода: получение и св-ва
получение:
HgO+2CL2=CL2O+HgCL2
2HCLO3+H2C2O4=2CO2+2CLO2+2H2O
2CLO2+2O3=CL2O6+2O2
4HCLO4+P4O10=2CL2O7+4HPO3
2HJO3=J2O5+H2O(t)-иодноватый ангидрид
4J2SO4+4H2O=J2O4+3J2+4H2SO4-иодат иодила
4J2+9O2=2I4O9-иодат иода
св-ва:
1.CL2O+H2O=2HCLO
2.CLO2+2KOH=KCLO2+KCLO3+H2O
6CLO2+3H2O=HCL+5HCLO3
5CLO2+5P=P4O10+PCL5
3.CL2O6+H2O=HCLO3+HCLO4
4.CL2O7+H2O=2HCLO4
5.J2O5+H2O=2HJO3
5CO+J2O5=J2+5CO2

Водородные соединения галогенов: получения и св-ва
получение:
CaF2+H2SO4(конц)=2HF+CaSO4(t)
H2+CL2=2HCL(свет)
NaCL+H2SO4=HCL+NaHSO4
NaCL+NaHSO4=Na2SO4+HCL
PГ3+3H2O=H3PO3+3HГ (Г=Br,J)
Свойства:
1.HГ+H2O=H3O++Г-
2.плавиковая к-та HF
KOH+2HF=KHF2+H2O
SiO2+4HF=SiF4+2H2O
SiF4+2HF=H2[SiF6]
TaF5+KF=K[TaF6]
3.2KMNO4+10HCL(конц)=2MnCL2+5CL3+2KCL+8H2O
NaCL+H2SO4(конц)=HCL+NaHSO4
2NaBr+3H2SO4(конц)=2NaHSO4+Br2+SO2+2H2O
2NaI+5H2SO4(конц)=4Na2SO4+4J2+H2S+4H2O

Взаимодействие немет с конц серной и азотной к-тами.
B+3HNO3(к)=H3BO3+3NO2
2B+3H2SO4(к)=2H3BO3+3SO2
С+2H2SO4(к)=(t)CO2+2SO2+2H2O
C+4HNO3(к)=(t)CO2+4NO2+2H2O
Кислоты-окислители HNO3 и H2SO4(к) пассивируют Si, поскольку образ-ся на пов-ти слой диоксида кремния не рас-ся в кислотах
3Si+4HNO3+18HF=3H2[SiF6]+4NO+8H2O
S+6HNO3(к)=6NO2+H2SO4+2H2O
S+2H2SO4(к)=3SO2+2H2O
HNO3(к) с Te окисляет до основного нитрата теллура(4)

Получение водорода в промышленности
CH4+H2O=(t,Ni)CO+3H2 пароводяная,
2CH4+O2()=2CO+4H2 кислородная- конверсия метана
CO+H2O=(t,katFe2O3акт)CO2+H2
3Fe+4H2O=(t)Fe3O4+4H2
2H2O=(электролиз, р-р H2SO4 р-р NaOH ,KOH)2H2(катод)+O2(анод)


Общая хар-ка и хим св-ва Cu, Ag, Au(меди, серебра, золота)
Наиболее активный Cu, самый пассивный Au. У всех атомов электронный провал d10s1 Тенденция Cu +1,+2,+3, Ag +1,+2, Au +1,+3,+5
Э+Cl2=(t) CuCl2,AgCl,AuCl3
Все ме не растворяются в минеральных к-тах. Cu,Ag легко растворяются в азотной к-те
·, Au-боится
Хим св-ва
Все ме устойчивы в чистом сухом воздухе
4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O
Медь окисляется до (+2)
Cu+2H2SO4(конц,гор)=CuSO4+SO2+2H2O
3Cu+8HNO3(разб)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O
Cu+4HNO3(конц)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O
Серебро до(+1)
2Ag+2H2SO4(конц,гор)=Ag2SO4+SO2+2H2O
3Ag+4HNO3(разб)=3AgNO3+NO+2H2O
Ag+2HNO3(конц)=AgNO3+NO2+H2O
Золото растворяется в царской водке
Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O кислоты конц)
2Au+6H2SeO4=Au2(SeO4)3+3SeO2+6H2O
Все раствор-ся в водных р-рах цианидов:
2Cu+8NH3*H2O+O2=2[Cu(NH3)4](OH)2+6H2O

Соли Zn, Cd, Hg(цинка, кадмия и ртути), их гидролиз. Амидные соединения ртути. Соединения Hg(2) получение и св-ва.
ЭГ2 получают либо прямым синтезом, либо раствор оксидов в к-те
HgГ2 очень легко восстан-ся:
2HgCl2+SnCl2=Hg2Cl2+SnCl4
Hg2Cl2+SnCl2=2Hg+SnCl4
От солей цинка к солям ртути гидролиз ослабевает, соли ртути очень слабо диссоц-ны
ЭГ2+4NH3=[Э(NH3)4]Г2 (Э-Zn,Cd)
HgCl2+2NH3=[Hg(NH3)2]Cl2 (плавкий белый преципитат)кат(NH4Cl)
HgCl2+2NH3=NH2HgCl+NH4Cl (неплавкий)
Иодидный комплекс ртути (для реактива Несслера)
Hg(NO3)2+4KI=K2[HgI4]+2KNO3
Поскольку молекулы ЭГ2 в газовой фазе линейны, то хим связь можно описать sр-гибридизацией
Hg(OH)2-нет, то при гидролизе солей ртутиполучаются оксосоединения:
2Hg(NO3)2+H2O=Hg2O(NO3)2+2HNO3
Ртуть(2) не образуют прочных ковалентных связей с кислородом.
Правильная октаэдрическая форма в сое-нии [Hg(H2O)6]2+
Соединение Hg(CN)2 фактически состоит из отдельных линейных молекул, а крист-кий Hg(SCN)2 построен из дискретных октаэдр-ких фрагментов
Hg2+ может образовывать прямые связи HgCl2+2NH3=(HgNH2)Cl+NH4Cl
Если на Hg2Cl2, подействовать водным р-ром аммиака, происходит диспропо-е:
Hg2Cl2=HCl2+Hg

Соединения хрома(2 и 3): получение и св-ва
получение Cr(3)
K2Cr2O7+2C=Cr2O3+K2CO3+CO
(NH4)Cr2O7=Cr2O3+N2+4H2O
получение Cr(2)
Cr(СО)6 =CrO+CO2
Св-ва:
1.4CrO+O2=2Cr2O3
2.Cr2O3+2KOH=(спл)2KCrO2+H2O
Cr2O3+3SO3=Cr2(SO4)3
Cr2O3+6KOH(изб)+3H2O=2K3[Cr(OH)6]
3.CrCL3+3Na2CO3+3H2O=2Cr(OH)3+3CO2+6NaCL
4.2CrCL2+2H2O=2CrCL2(OH)+H2

Реакции хромата(дихромата) калия с вос-ми в кислой, нейтр. и щел. среде
Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, а дихроматы в кислой.
в кислой среде:
K2CrO4+2HNO3=K2Cr2O7+H2O+2KNO3
K2Cr2O7+14HCL(конц)=3CL2+2CrCL3+2KCL+7H2O
2K2CrO4+2HNO3=K2Cr2O7+H2O+2KNO3
в щелочной среде:
K2Cr2O7+2KOH=2K2CrO4+H2O
в нейтральной среде:

Общая хар-ка и хим св-ва Mn, Tc, Re(марганца, технеция и рения)
7 подгруппа, d-элементы. Сверху вниз восст активность уменьшается. Mn заметно отличается по свойствам от Tc и Re: последние 2 близки друг к другу, объясняется близостью их атомных и ионных радиусов. У Mn жизнь +2,+4,+6,+7 Tc, Re смещена к +7. Вывод о неустойчивости в кислой среде и склонности к реакциям диспропорц-я состояний Mn(+3) Mn(+6). Tc, Re, они в водных р-рах редко встречаются. В побочной подгруппе сверху вниз устойчивость мак-ной положительной ст ок возрастает.
Хим св-ва
С О2
Mb+O2=Mno2; 4Tc+7O2=2Tc2O7(t=450-500)
4Re+7O2=2Re2O7(t=400)
Во влажном воздухе Tc , Re окисляются до кислород-щих к-т HЭО4
С галогенами Г= Cl,F,I
Mn+Г2=MnГ2(t=200, если F2=MnF3)
Tc+3F2=TcF6(t=400)
Tc +2Cl2=Tc Cl4(t=400, TcCl6)
2Re+7F2=2ReF7(t=700)
2Re+5Cl2=2ReCl5(t=400)
С простыми в-вами
Mn+S=MnS(t=1600)
3Mn+N2=Mn3N2(t=1200)
Косвенным путем
2HЭO4+7H2S=ЭS7+8H2O
Mn в отличие от Tc, Re, вытесняет водород из разбавленных Hcl, H2SO4
Mn+2HCl =MnCl2+H2
Mn+H2SO4=MnSO4+H2


Соединения марганца (2 и 3): пол-е и св-ва. Диоксид марганца, манганаты и перманганаты.
Mn+2H+=Mn2++H2
[Mn(H2O)6] бледно розовый, комплексы 2+
Mn2++OH-(без O2)=Mn(OH)2=(t)MnO+H2O
2Mn(OH)2+O2+2H2O=2Mn(OH)или(MnO2*xH2O)
Гидроксид Mn(+2) проявляет практически основные св-ва. Растворимые соли умеренно гидролиз-ся в водном р-ре:
Mn2++HOH=MnOH++H+
Сульфид MnS-это слаборастворимое в воде и растворимое в разб-ных р-рах кислот соед-е:
MnCl2+(NH4)2S=MnS+2NH4Cl
В очень жестких условиях гидроксид Mn проявляет признаки амфотерности:
Mn(OH)2+2NaOH(к)=Na2[Mn(OH)4]
MnO2+H2=MnO+H2O(нагревание)
Mn(OH)2=MnO+H2O(нагревание в атмосфере N2)
Диоксид Mn более устойчив, характерны в кислой среде окислительные св-ва, но в жестких условиях MnO2 может проявлять и восст-е св-ва
4MnO2+O2+12NaOH=4Na3MnO4+6H2O(t=800)
Манганат M2Mn2O4(M=Na,K) получают окислением, при нагревании
2MnO2+O2+4KOH=2K2MnO4+2H2O
Манганаты проявляют и ок-е и восст-е св-ва
8HCl()+K2MnO4= MnCl2+2Cl2+2KCl+4H2O
2K2MnO4+Cl2+2KMnO4+2KCl
При нагревании до 500 они разлагаются
3K2MnO4=2K3MnO4+MnO2+O2
Соли марганцовой к-ты наз-ся перманганатами. Кристалл-кий перм-т калия разлагается при 2000С:
2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2
KMnO4-сильные окислители.

Общая хар-ка и хим св-ва Fe, Co, Ni(железа, кобольта, никеля)
Для элементов семейства железа, характерно преобладание горизонтальной повторяемости св-в над периодичностью в вертикальных столбцаж соответст-щих групп. Характерные ст ок-я: Fe +2,+3,+6; Co +2,+3; Ni +2,+3,+4 При переходе от железа к никелю повышается устойчивость низшей степени ок-я и понмжается устойчивость более высоких ст ок-я.
Хим св-ва
Все три ме горят в атмосфере кислорода, образуя оксиды Fe2O3, CoO, NiO. Они реагируют с расплавленной серой, активно с хлором, бромом и йодом. При более 5000 ме обратимо взаимодействуют с С
3M+C=M3C
C кислотами взаим-ют при нагревании
M+2H3O++4H2O=[M(H2O)6]2++H2
В холодных конц к-тах ме пассивируются. В HNO3(разб) устойчивые ст ок-я
Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O
3Co+8HNO3=3Co(NO3)2+2NO+4H2O
Активно Fe взаим-ет с водой, в отличие Co,Ni, при температуре ниже 600, оно окисляется:
3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2
При более высоких темп-рах равновесие влево. Только железо подвергается коррозии под действием атмосферной влаги и воздуха:
4Fe+2H2O+3O2=4FeO(OH)
Ме Fe,Co,Ni взаим-ют при нагревании с конц-ными р-рами щелочей, образуя гидроксокомплексы:
Fe+2NaOH+2H2O=Na2[Fe(OH)4]+H2
Эти ме разрушаются также расплавами щелочей:
4Co+4NaOH+3O2=4NaCoO2+2H2O
Никель устойчив к действию р-ров и расплавов щелочей.

Образование аммиакатов и гидроксокомплексов ме и их разрушение кислотами и при нагревании.
Аммиакаты продукты взаимодействия солей с аммиаком, комплексные соединения. Их получают либо взаимодействием солей с NH3 в водном растворе, либо действием газообразного или жидкого NH3 на твердые соли. Например, аммиачный комплекс меди образуется в результате реакции:
Cu2+ + 4NН3 [Cu(NH3)4]2+
образование гидроксокомплексов
CrCL3+6NaOH=Na3[Cr(OH)6]+3NaCL
Pt(OH)4+NaOH(изб)=Na2[Pt(OH)6]
Zn+2KOH+2H2O=K2[Zn(OH)4]+H2
Разрушение гидроксокомплексов
2K3[Cr(OH)6]+3H2O2=2K2CrO4+2KOH+8H2O

Реакции термического разложения некоторых кислых солей (NaHCO3,NaH2PO4,Na2HPO4,NaHSO4)
При температуре 60°C гидрокарбонат натрия распадается на карбонат натрия, углекислый газ и воду (процесс разложения наиболее эффективен при 200°C):
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2
NaH2PO4=H2O+KPO3
2Na2HPO4=K4P2O7+H2O
2NaHSO4=H2O+Na2SO7

Mn+2HOH=Mn(OH)2+H2(t=150)
В холодной воде Mn устойчив, т к покрыт плотной оболочкой
Mn+2HOH+2NH4Cl=MnCl2+2(NH3*H2O)+H2
Кислоты- сильные ок-ли при нагревании взаимод-т
Mn+2H2SO4(конц)=MnSO4+SO2+2H2O
3Mn+8HNO3(разб)=Mn(NO3)2+2NO+4H2O
Э+7HNO3(к)=HЭO4+7NO2+3H2O(Э=Tc,Re)
На холоде азотная к-та пассивирует Mn.
Tc-взаимодействует с царской водкой, Re-c конц-ным р-ром пероксида водорода:
3Tc+18HCl(к)+4HNO3(к)=3H2[TcCl6]+4NO+8H2O
2Re+7H2O2(к)=2HReO4+6H2O
Re-неустойчив в среде расп-ной щелочи в присутвии ок-ля
4Re+4NaOH+7O2=4NaReO4+2H2O


Марганцовая кислота и ее ангидрид
HMnO4 – сильный ок-ль, неассоциированный электролит в разб. водных р-ах. Существует только в водных растворах
в промышленности получают электрохим. Ок-ем манганатов на аноде протекате процесс:
MnO42e=MnO4-
3 H2MnO4 = 2 HMnO4 + MnO2 + 2 H2O
Mn2O7 ангидрид марганцевой к-ты, сильный окислитель
получение: 2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O
разлагается 2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2; Mn2O7 = 2MnO2 + O3
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4
Реакции перм-та калия с восст-ми в кислой, нейтр-ной и щелочной средах
Перманганат анион Mn+7O4
В кислой среде (+5э) катион Mn2+
2KMn+7O4+5K2SO3+3H2SO4=2Mn+2SO4+6K2SO4+3H2O
В нейтральной среде (+3э) оксид марганца Mn+4O2
2KMnO4+3K2SO3+H2O=2Mn+4O3+3K3SO4+2KOH
В щелочной среде (+1э) манганат анион Mn+6O4
2KMnO4+K3SO4+2KOH=2K2Mn+6O4+K2SO4+H2O

Хромовый ангидрид, хроматы и дихроматы: получение и хим.св-ва. Хромовая смесь.
Получение:
Na2Cr2O7 + H2SO4 2CrO3 + Na2SO4 + H2O
Cr2O3+3KNO3+4KOH=(спл)2K2CrO4+3KNO2+2H2O
Cr2O3+3Br2+1OKOH=2K2CrO4+6KBr+5H2O(t)
2KCrO4+H2SO4=K2CrO7+K2SO4+H2O
хим. св-ва:
CrO3 (недост.) + H2O H2CrO4
2CrO3 + H2O H2Cr2O7.
CrO3 + 2KOH K2CrO4 + H2O.
4CrO3 2Cr2O3 + 3O2(при нагревании)
4CrO3 + 3S 2Cr2O3 + 3SO2 (сильный ок-ль)
хроматы реагируют с основными оксидами и гидроксидами натрия и калия
дихроматы, как и хроматы, в кислой среде являются сильными окислителями
K2Cr2O7 + 14HCl = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
Хромовая смесь смесь концентрированной серной кислоты и дихромата калия; при действии серной кислоты на бихромат образуется хромовый ангидрид CrO3.

Общая хар-ка и хим св-ва Cr, Mo, W(хрома, молибдена и вольфрама)
Тугоплавкие, хрупкие, механически прочные и твердые мет. Серебристо-серый цвет. 6Б-подгруппа. ст.окисл.:Cr-(0),(+2),(+3),(+6); Mo, W-(0),(+4),(+5),(+6)
ковалентные связи между атомами. Валентность может достигать 8.
Хим.св-ва:
1.Cr+2HCL(разб)=CrCL2+H2
Cr+H2SO4(разб)=CrSO4+H2
4Cr+12HCL+O2=4CrCL3+4H2+2H2O
Cr пассивируется в к-ах-ок-ях, устойчив в царской водке, ра-ры щелоч. Не действуют
2.W+4HF+6HNO3=H2[WO2F4]+4H2O+
6NO2
Mo+4HF+6HNO3=H2[MoO2F4]+4NO2+ 6H2O
Mo, W раств в щел в присутствии окисл.
3.в царской водке Mo+6HCL+2HNO3=H2[MoCL6]+2NO+3H2O
4.Cr пассивируется HNO3(конц)
Mo+4HNO3(конц)=H2MoO3+4NO2+H2O
5.в минер. к-ах раств. только Cr(HCL,H2SO4(разб))
6.Э+KCLO3+2KOH=(спл.)K2ЭO4+KCL+H2O
7.Mo+2S=MoS2; Mo+C=MoC; Mo+3F2=MoF6
W+3CL2=WCL6; Cr+2F2=CrF4; 2Cr+N2=2CrN

Общая хар-ка и хим св-ва элементов подгруппы цинка
Все двухвалентные. Несмотря на положение в оболочке d-элем, они имеют мало свойств, связано с устойчивостью полностью заселенной d-оболочки. Усиление поляризации и уменьшение полярности связей в послед Mg(2)Хим св-ва
типичные ме, Hg- жидкость, раствор многие ме, такие р-ры называют амальгамами. Zn, Cd покрыты оксидной пленкой.
Zn+2H+=Zn2++H2
Cd+2H+=Cd2++H2
Hg+H+=нет
Растворение Hg:
Hg+4HNO3(конц)=Hg(NO3)2+2NO2+2H2O
3Hg+8HNO3(разб)=3Hg(NO3)2+2NO+4H2O
6Hg+8HNO3(разб)=2NO+2Hg(NO3)2+4H2O
Zn-амфотерен:
Zn+2KOH+2H2O=K2[Zn(OH)4]+H2
Zn+2KOH=(спл)K2ZnO2+H2
Zn+4HNO3(конц,гор)=Zn(NO3)2+NO2+2H2O
4Zn+10HNO3(разб,гор)=Zn(NO3)2+N2O+5H2O
Zn-единственный элемент группы кот раствр-ся в водных р-рах щелочей с образованием тетрагидроксоцинкатов ме:
Zn+2OH-+2H2O=[Zn(OH)4]2-+H2



Гидролиз солей (по катиону, по аниону, одновременный гидролиз двух солей)
По катиону: Соли образованные слабым основанием (Fe(OH)2, Pb(OH)2,Cu(OH)7, NH4OH) и сильной кислотой (H ClO4,HClO3,HNO3,H2SO4,HCl,HI,HBr). Катион соли связывает, гидроксид-ион OH- воды, образуя слабый электролит (основание). Показывают кислую реакцию среды, pH<7
Ktn++H2O=KtOH(n-1)+H+
NH4I-NH4OH-слабое осн-е,HI-сильная к-та
NH4I+HOH=NH4OH+HI
NH4++H2O=NH4OH+H+
По аниону: Соли образованные сильным основанием (LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH,Ca(OH)2,Sr(OH)2,Ba(OH)2) и слабой кислотой(HClO2,HClO,HNO2,H2SO3,H2CO3,H2SiO3,H3PO4,H3PO3,H3BO3,CH3COOH,H2S,HCN,HF) подвергаются гидролизу по аниону. Связывает катион H+ молекулы воды, слабый эл-т (кислоту) Показывают щелочную реакцию среды, pH>7
An-+H2O=HA(n-1)+OH-
KNO2-KOH-сильная к-та,KNO2-слабая одноосновная к-та
KNO2+HOH=KOH+HNO2
NO2-+H2O=OH-+HNO2
Одновременный гидролиз:
Соли образованные слабым основанием и слабой к-той, гидрол-ся и по катиону и по аниону. Реакция растворов солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. (pH=7) Это зависит от констант дисс-ции слабой к-ты и слабого осн-я, кот-е образ-ся в результате гидролиза.
Kt++A-+H2O=KtOH+HA
CH3COONH4-CH3COOH,NH4OH-слабые эл-ты
CH3COO-+NH4++H2O=CH3COOH+NH4OH
( Соли образ-ные сильной к-той и сильным осн-ем. Эти соли не гидролизуются.)

Получение и св-ва гидроксидов и солей железа(2 и 3). Качественные р-ции на ионы железа
Получение гидроксидов железа(2 и 3):
Fe2++2OH-=Fe(OH)2
FeCL3+3NaOH=Fe(OH)3+3NaCL
Получение солей железа(2 и 3):
2FeCL3+2KI=2FeCL2+I2+2KCL
Качественные реакции:
FeCL3+K4[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+3KCL
Fe3++CNS-=Fe(CNS)2+; Fe(CNS)2+; Fe(CNS)3

Получение Fe, Ni, Cr, Mn(железа, никеля, хрома и марганца) в промышленности
Fe: 2Fe2O3+6CO=4Fe+6CO2; доменный процесс, восст метаном
Ni: NiO+C=Ni+CO(t)
Cr: Fe(CrO2)2+4C=Fe+2Cr+4CO
Cr2O3+2AL=2Cr+AL2O3(t)
Mn: MnO2+2C=Mn+2CO(t)
Пирометаллургические способы получения металлов(свинец, медь, цинк) из сульфидных руд
1.- 2PbS+3O2=2PbO+2SO2
PbO+C=Pb+CO
- PbS+2O2=PbSO4
2PbSO4+2SiO4=2PbSiO3+2SO2+O2
PbSiO3+CaO+CO=Pb+CaSiO3+CO2
2.2CuFeS2+5O2+2SiO2=2Cu+2FeSiO3+4SO2
3.2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2
2ZnO+C=2Zn+CO2

Окислительное действие нитрата калия и хлората калия при нагревании(сплавлении)
MnO2+KNO3+2KOH=K2MnO4+KNO2+H2O
Cr+3KNO3+2KOH=K2CrO4+3KNO2+H2O
KCLO3+H2SO4=K2SO4+2HCLO3












13PAGE 15




Заголовок 2 Заголовок 3’ђ Заголовок 415

Приложенные файлы

  • doc 19014872
    Размер файла: 134 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий