Общая характеристика химических элементов и их соединений. Контрольные вопросы к экзамену
Р-Э.лементы IV-ой группы.
1.1. Углерод - C.
1. Дайте общую характеристику p-элементов IV группы периодической системы. Сравните: электронные конфигурации, радиусы атомов, энергии ионизации и сродства к электрону, электроотрицательности в ряду углерод-свинец. Какие степени окисления характерны для этих элементов? Какие из них являются наиболее устойчивыми? Как изменяются неметаллические и окислительно-восстановительные свойства элементов в ряду С-Si-Ge-Sn-Pb?
2. Углерод и его аллотропические модификации. Каттенация (способность образовывать протяженные цепи) и ее объяснение. Оксид углерода (II), особенности строения, свойства, получение. Почему для отделения CO от CO 2 смесь этих газов пропускают через раствор щелочи, а не через воду?
3. Полиморфизм углерода. Опишите структуру алмаза, графита, карбина, аморфного угля и фуллеренов; их физические свойства. Почему они так различаются? Какая из модификаций углерода наиболее стабильна в стандартных условиях? Что такое активированный уголь? Чем обусловлена его высокая адсорбционная способность? Где она используется?
4. Какие гибридные состояния характерны для валентных орбиталей атома углерода при образовании химических связей? Какую геометрическую конфигурацию имеют молекулы CH 4 , CO 2 , СS 2 , C 2 H 2 , ион CO 3 2- ? Сколько s- и p-связей образует атом углерода в каждом из этих случаев? Какова распространенность углерода в природе и его биологическая роль?
5. К каким классам относятся соединения углерода с галогенами, серой, металлами? Карбиды. Получение, классификация, свойства. Приведите примеры ионных и металлоподобных карбидов. Как взаимодействуют с водой карбиды кальция и алюминия? Какое значение в промышленности имеет гидролиз CaC 2 ?
6. Оксидуглерода(II) СО и циановодород НСN. Почему молекула CO и цианид-ион являются изоэлектронными молекуле N 2 ? Постройте энергетическую диаграмму молекулярных орбиталей для молекулы СО. Как получаютоксид углерода (II) в лаборатории и в промышленности? Где его применяют? Каковы физические и химические свойства этих соединений?
7. Оксидуглерода (IV). Строение молекулы. Свойства, получение, применение CO 2 .
Карбонатное равновесие и его смещение. Чем выгоднее пользоваться для поглощения CO 2: водой или раствором щелочи? Как можно разделить оксиды СO и CO 2 , смесь которых получается при нагревании щавелевой кислоты с H 2 SO 4(конц.) ?
8. Объясните действие аппарата Киппа.Какое равновесие устанавливается при растворении CO 2 в воде? Куда оно смещается при добавлении растворов кислот или щелочей? Какова основность, сила и устойчивость образующейся угольной кислоты? Какова геометрия иона СО 3 2- ? Какие соли может образовать угольная кислота? Какие из них гидролизуются в большей степени? Почему?
1.2. Кремний - Si.
1. В виде каких соединений встречается кремний в природе? Как можно получить Si в свободном состоянии? Охарактеризуйте отношение кремния к металлам и неметаллам, кислотам и щелочам. Приведите примеры реакций. С чем связана высокая прочность и полимерный характер SiO 2 в сравнении с мономерным характером CO 2 ? Чем объясняется, что кремний растворяется в смеси HF + HNO 3 , но не растворяется в царской водке?
2. Какова природа бинарных соединений кремния с H, O, S, Hal? Как их получают? Каковы их физические и химические свойства? В чем отличие этих соединений от однотипных соединений углерода? Возможно ли взаимодействие SiO 2 с HCl (г) и HF (г) при обычных условиях? Ответ подтвердите значениями DG 0 298 реакций.
3. Какие оксиды образует кремний? В чем состоит сходство и в чем отличие этих оксидов от аналогичных соединений углерода? В чем их можно растворить? Какая из трех кристаллических модификаций SiO 2 широко распространена в природе? Что представляют собой горный хрусталь, топаз, аметист?
4. Что представляют собой силаны? К какому классу соединений относят? Каково их строение и физические свойства? Как получают силаны, если кремний с водородом непосредственно не взаимодействует? Какие продукты образуются при их горении; взаимодействии с водой в присутствии щелочи? Какую особенность силанов характеризует последняя реакция?
5. Какие известны соединения кремния с галогенами? Как они могут быть получены? Какими обладают физическими свойствами? Что происходит при взаимодействии фторида и хлорида кремния с водой? Объясните процесс травления стекла плавиковой кислотой. Что представляет собой кремнефтористоводородная кислота? Образуется ли аналогичное соединение с другими галогенами?
6. Что представляют собой кремниевые кислоты? Каков их состав? Как их получают? Чем объясняется склонность кремниевых кислот к образованию коллоидных растворов? Что образуется при обезвоживании кремниевых кислот? Как называется образующийся продукт и каково его значение в технике?
7. Кремниевая кислота и ее соли; получение и химические свойства; особенности гидролиза силикатов. Какие существуют разновидности стекла? Что представляет собой жидкое, обыкновенное и бутылочное стекло, хрусталь, пирекс? Как сказывается на свойствах стекла замена ионов Na + ионами K + , Pb 2+ , Co 2+ ? Как получают стекло в промышленности?
1.3. Подгруппа германия – Ge, Sn, Pb.
1. Как изменяются металлические свойства в ряду Ge-Sn-Pb? С чем это связано? В чем проявляется? Как изменяется характер физических и химических свойств этих элементов как простых веществ? Положение Ge, Sn и Pb в ряду напряжений. Как относятся эти металлы к другим металлам и неметаллам, воде, кислотам, щелочам?
2. Какие степени окисления проявляют атомы олова и свинца в соединениях? Какие из них являются наиболее устойчивыми? С чем это связано? Дайте характеристику окислительно-восстановительных свойств различных соединений Sn и Pb на конкретных примерах. Возможно ли окисление ионов Mn 2+ до MnO 4 - c помощью PbO 2 в кислой среде?
3. Положениеолова и свинца в ряду напряжений. Почему металлическое олово растворяют обычно в концентрированной соляной кислоте, а свинец в азотной? Что представляют собой при обычных условиях хлориды SnCl 2 и SnCl 4 ? Почему SnCl 4 дымит на воздухе? К каким классам соединений относятся эти хлориды?
4. В виде каких аллотропных модификаций существует олово? При каких условиях одна модификация переходит в другую? Какое явление называют «оловянной чумой»? Каковы особенности взаимодействия олова с азотной кислотой? Каким образом эта реакция демонстрирует амфотерный характер олова?
5. Оксиды и гидроксиды олова (II) и олова (IV), их получение, свойства, отношение к кислотам и щелочам. Известно, что гидроксид олова (IV) имеет переменный состав и при стоянии склонен к «старению». Как можно объяснить этот факт?
6. Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду оксидов: GeO 2 -SnO 2 -PbO 2 ? Как ведут себя эти оксиды по отношению к килотам и щелочам? Каковы условия и особенности протекания реакций? К каким продуктам они приводят? В каком случае образуется «сурик», каково его строение и отношение к азотной и серной кислотам?
7. Какую степень окисления проявляет свинец в своих оксидах: PbO, PbO 2 , Pb 2 O 3 , Pb 3 O 4 ? Как они называются? Напишите их графические формулы. Как можно получить оксид и диоксид свинца? Какое вещество носит название “сурика”? Почему «сурик» по-разному реагирует с соляной и азотной кислотами?
8. При нагревании порошка PbO 2 происходит ряд превращений: PbO 2 -Pb 2 O-Pb 3 O 4 -PbO. По какому внешнему признаку можно установить переход одного оксида в другой? Какие из них относят к классу солей? Дайте им названия и приведите графические формулы. Почему при растирании PbO 2 c серой или фосфором происходит воспламенение? В каком производстве это используется?
9. Можно ли металлический свинец отличить от германия и олова, пользуясь азотной кислотой? Особенности взаимодействия Sn и Pb с кислотами и щелочами. Как отличаются по химической активности a- и b-модификации оловянной кислоты H 2 SnO 3 ?
10. Какие сульфиды и тиосоли образует олово? Напишите реакции получения сульфидов и их взаимодействия с моно- и дисульфидом аммония. Как относится сульфид олова (IV) к соляной кислоте. к щелочи? Почему не существуют тиосоли свинца?
11. Как можно разделить сульфиды SnS и PbS друг от друга? Как относятся эти соединения к сульфиду аммония и многосернистому аммонию (NH 4) 2 S 2 ? Почему при реставрации старых картин их обрабатывают перекисью водорода? Напишите уравнения реакций.
2. Подгруппа бора – B, Al (Ga, In, Tl).
Сравнительная характеристика элементов и их соединений.
1. Дайте общую характеристику p-элементов III группы, исходя из их положения в периодической системе. Сравните: электронные конфигурации атомов, радиусы, энергии ионизации и энергии сродства к электрону, электроотрицательности. Какие степени окисления проявляют эти элементы в соединениях? Какие из них являются наиболее устойчивыми? Почему? В виде каких соединений эти элементы встречаются в природе?
2. Из каких природных соединений получают бор и алюминий? Какие химические или электрохимические процессы при этом используют? Напишите уравнение реакции восстановления бора из оксида бора и схему электрохимических процессов, протекающих у электродов при производстве алюминия.
3. Сравните химические свойства бора и алюминия. Как относятся бор и алюминий к воздуху, воде, кислотам, щелочам? Каков характер их оксидов и гидроксидов? Объясните, почему бор и его кислородные соединения по химическим свойствам отличаются от элементов главной подгруппы III группы?
2.2. БОР – В.
1. Общая характеристика бора и его природные соединения. Получение и свойства бора. Как получают бор особой чистоты? Аморфный и кристаллический бор, их отличие; химические свойства бора (взаимодействие с металлами и неметаллами, кислотами и щелочами).
2. Что представляют собой гидриды бора (бороводороды)? Особенности химической связи. Какое строение имеет простейший бороводород? Почему в обычных условиях он существует в виде димера? Получение и свойства бороводородов.
3. Борный ангидрид и борные кислоты, химическая связь, строение молекул, свойства. В чем заключается особенность ионизации ортоборной кислоты в водных растворах? Каковы основность и сила этой кислоты? Как протекают процессы ее дегидратации и нейтрализации, взаимодействие со спиртами?
4. Что представляет собой бура и другие соли борной кислоты (бораты, метабораты)? Что происходит при действии на буру серной или соляной кислоты? Как можно качественно обнаружить присутствие бора в соединении? Как получить «перлы буры», окрашенные в зеленый и синий цвет? Чем объясняется легкость перехода боратов и оксида бора в стеклообразное состояние?
5. К каким классам относятся соединения бора с кислородом, хлором, азотом? Почему соединения бора с азотом напоминают соединения углерода? В чем проявляется эта аналогия? Почему оксид бора является полимерным соединением? Что происходит при его растворении в воде? При каких условиях возможен обратный процесс и как он протекает?
6. Напишите уравнения реакций получения борида магния, диборана, трехфтористого бора и оксида бора. Укажите степени окисления бора и условия получения этих соединений (прямым или косвенным путем). Как реагируют эти соединения с водой? Что происходит при взаимодействии BF 3 с плавиковой кислотой? Укажите тип гибридизации атома бора и геометрию образующегося иона.
7. Какую геометрическую конфигурацию имеют ионы BO 3 3- , BH 4 + ? Чем можно объяснить большую устойчивость гетероцепей B-O-B и неустойчивость гомоцепей B-B? За счет чего молекула BF 3 может присоединять к себе другие молекулы или ионы, например, NH 3 или F - ? Почему невозможно присоединение таких молекул, как CH 4 ?
2.2. АЛЮМИНИЙ – Al.
1. В виде каких соединений алюминий встречается в природе? Как получают металлический алюминий в промышленности? Какими свойствами он обладает (отношение к кислороду воздуха, воде, кислотам и щелочам)? В чем сущность процесса алюмотермии?
2. Чем объясняется большая коррозионная стойкость алюминия? Как относится этот металл к кислороду, кислотам и щелочам? Чем объясняется его пассивация в азотной кислоте и концентрированной серной кислоте? В чем проявляется амфотерность алюминия и его соединений?
3. Какова химическая природа Al(OH) 3 ? Приведите примеры реакций, характеризующие его амфотерность. Алюминаты и алюмосиликаты. Есть ли разница в составе алюминатов, образующихся в расплаве и в водных растворах? Что происходит при карбонизации водного раствора алюмината?
4. Почему сульфид алюминия получают только сухим путем, а не по обменной реакции в водном растворе? Сравните DG 0 298 реакций образования Al 2 S 3 из простых веществ и из ионов в водном растворе. Как гидролизeются соли алюминия: AlCl 3 , Al(CH 3 COO) 3, Al 2 (SO 4) 3 ? Как рассчитать степень гидролиза этих солей? Какое влияние на степень гидролиза оказывает природа аниона?
5. Дайте общую характеристику солей алюминия, их растворимость, гидролиз. Что представляют собой квасцы? Гидрид алюминия и алюмогидриды металлов. Где применяют алюминий и его соединения?
d-ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
1. Общая характеристика d-элементов
К d-блоку относятся 32 элемента периодической системы. d-Элементы входят в 4-7-й большие периоды. У атомов IIIБ-группы появляется первый электрон на d-орбитали. В последующих Б-группах происходит заполнение d-подуровня до 10 электронов (отсюда название d-элементы). Строение внешних электронных оболочек атомов d-блока описывается общей формулой (n-1)dansb, где а = 1-10, b = 1-2.
Особенностью элементов этих периодов является непропорционально медленное возрастание атомного радиуса с возрастанием числа электронов. Такое относительно медленное изменение радиусов объясняется так называемым лантаноидным сжатием вследствие проникновения ns-электронов под d-электронный слой. В результате наблюдается незначительное изменение атомных и химических свойств d-элементов с увеличением атомного номера. Сходство химических свойств проявляется в характерной особенности d-элементов образовывать комплексные соединения с разнообразными лигандами.
Важным свойством d-элементов является переменная валентность и, соответственно, разнообразие степеней окисления. Эта особенность связана главным образом с незавершенностью предвнешнего d-электронного слоя (кроме элементов IБ- и IIБ-групп). Возможность существования d-элементов в разных степенях окисления определяет широкий диапазон окислительно-восстановительных свойств элементов. В низших степенях окисления d-элементы проявляют свойства металлов. С увеличением атомного номера в группах Б металлические свойства закономерно уменьшаются.
В растворах кислородсодержащие анионы d-элементов с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства. Катионные формы низших степеней окисления характеризуются основными и восстановительными свойствами. d-элементы в промежуточной степени окисления проявляют амфотерные свойства. Эти закономерности можно рассмотреть на примере соединений молибдена: С изменением свойств меняется окраска комплексов молибдена в различных степенях окисления (VI - II):
В периоде с увеличением заряда ядра наблюдается уменьшение устойчивости соединений элементов в высших степенях окисления. Параллельно возрастают окислительно-восстановительные потенциалы этих соединений. Наибольшая окислительная способность наблюдается у феррат-ионов и перманганат-ионов. Следует отметить, что у d-элементов при нарастании относительной электроотрицательности усиливаются кислотные и неметаллические свойства. С увеличением устойчивости соединений при движении сверху вниз в Б-группах одновременно уменьшаются их окислительные свойства. Можно предположить, что в ходе биологической эволюции отбирались соединения элементов в промежуточных степенях окисления, которые характеризуются мягкими окислительно-восстановительными свойствами. Преимущества такого отбора очевидны: они способствуют плавному протеканию биохимических реакций. Уменьшение ОВ потенциала создает предпосылки для более тонкой «регулировки» биологических процессов, что обеспечивает выигрыш энергии. Функционирование организма становится менее энергоемким, а значит более экономичным по потреблению пищевых продуктов. С точки зрения эволюции для организма становится оправданным существование d-элементов в низших степенях окисления. Известно, что ионы Мn2+, Fе2+ , Со2+ при физиологических условиях не являются сильными восстановителями, а ионы Сu2+ и Fе2+ практически не проявляют в организме восстановительных свойств. Дополнительное снижение реакционной способности происходит при взаимодействии этих ионов с биоорганическими лигандами.
Может показаться, что вышесказанному противоречит важная роль биоорганических комплексов молибдена(V) и (VI) в различных организмах. Однако и это согласуется с общей закономерностью. Несмотря на высшую степень окисления такие соединения проявляют слабые окислительные свойства. Необходимо отметить высокие комплексообразующие способности d-элементов, которые обычно значительно выше, чем у s- и p-элементов. Это прежде всего объясняется возможностями d-элементов быть как донорами, так и акцепторами пары электронов, образующих координационное соединение. В случае гидроксокомплекса хрома [Сr(ОН)6]3- ион металла является акцептором пары электронов. Гибридизация 3d24sp3-орбиталей хрома обеспечивает более устойчивое энергетическое состояние, чем при расположении электронов хрома на орбиталях гидроксогрупп.
Соединение [СrСl4]2- образуется, наоборот, в результате того, что неподеленные d-электроны металла занимают свободные d-орбитали лигандов, поскольку в данном случае энергия этих орбиталей ниже.
Свойства катиона Сr3+ показывают непостоянство координационных чисел d-элементов. Чаще всего, это четные числа от 4 до 8, реже встречаются числа 10 и 12. Необходимо отметить, что существуют не только одноядерные комплексы. Известны многочисленные ди-, три- и тетра-ядерные координационные соединения d-элементов.
Примером может служить биядерный комплекс кобальта [Со2(NН3)10(О2)](NО3)5, который может служить моделью переносчика кислорода.
Более 1/3 всех микроэлементов организма составляют d-элементы. В организмах они существуют в виде комплексных соединений или гидратированных ионов со среднем временем обмена гидратной оболочки от 10-1 до 10-10 с. Поэтому можно утверждать, что «свободные» ионы металлов в организме не существуют: это либо их гидраты, либо продукты гидролиза.
В биохимических реакциях d-элементы наиболее часто проявляют себя как металлы-комплексообразователи. Лигандами при этом выступают биологически активные вещества, как правило, органического характера или анионы неорганических кислот.
Белковые молекулы образуют с d-элементами бионеорганические комплексы - кластеры или биокластеры. Ион металла (металл-комплексо-образователь) располагается внутри полости кластера, взаимодействуя с электроотрицательными атомами связывающих групп белка: гидроксильных (-ОН), сульфгидрильных (-SН), карбоксильных (-СООН) и аминогрупп белков (Н2N-). Для проникновения иона металла в полость кластера необходимо, чтобы диаметр иона был соизмерим с размером полости. Таким образом, природа регулирует формирование биокластеров с ионами d-элементов определенных размеров.
Наиболее известные металлоферменты: карбоангидраза, ксантиноксидаза, сукцинатдегидрогеназа, цитохромы, рубредоксин. Они представляют собой биокластеры, полости которых образуют центры связывания субстратов с ионами металла. Биокластеры (белковые комплексы) выполняют различные функции. Транспортные белковые комплексы доставляют к органам кислород и необходимые элементы. Координация металла идет через кислород карбоксильных групп и азот аминогрупп белка. При этом образуется устойчивое хелатное соединение.
В качестве координирующего металла выступают d-элементы (кобальт, никель, железо). Пример железосодержащего транспортного белкового комплекса - трансферрин. Другие биокластеры могут выполнять аккумуляторную (накопительную) роль - это железосодержащие белки: гемоглобин, миоглобин, ферритин. Они будут рассмотрены при описании свойства группы VIIIБ. Элементы Zn, Fе, Со, Мо, Сu - жизненно необходимы, входят в состав металлоферментов. Они катализируют реакции, которые можно разделить на три группы: Fе3+ → Fе2+ + е-
3.Перенос кислорода. Участвуют Fе, Сu. Железо входит в состав гемоглобина, медь - в состав гемоцианина. Предполагается, что эти элементы связываются с кислородом, но не окисляются им.
Соединения d-элементов избирательно поглощают свет с разными длинами волн. Это приводит к появлению окраски. Квантовая теория объясняет избирательность поглощения расщеплением d-подуровней ионов металлов под действием поля лигандов. Хорошо известны следующие цветные реакции на d-элементы:
Мn2+ + S2- = МnS↓ (осадок телесного цвета)
Нg2+ + 2I- = НgI2 ↓(желтый или красный осадок)
К2Сr2О7 + Н2SО4 (конц.) = К2SО4 + Н2О + 2СrО3↓
(кристаллы оранжевого цвета)
Приведенные выше реакции используются в аналитической химии для качественного определения соответствующих ионов. Уравнение реакции с дихроматом показывает, что происходит при приготовлении «хромовой смеси» для мытья химической посуды. Эта смесь необходима для удаления как неорганических, так и органических отложений с поверхности химических склянок. Например, жировых загрязнений, которые всегда остаются на стекле после прикосновения пальцев. Необходимо обратить внимание на то, что d-элементы в организме обеспечивают запуск большинства биохимических процессов, обеспечивающих нормальную жизнедеятельность.
Общая характеристика d-элементов VIБ-группы
VIБ-группу составляют элементы (переходные металлы) - хром, молибден и вольфрам. Эти редкие металлы находятся в природе в небольшом количестве. Однако благодаря целому ряду полезных химических и физических свойств, широко применяются не только в машиностроении и химической технологии, но и в медицинской практике (сплав Сr-Со-Мо используется в хирургии и стоматологии, молибден и его сплавы применяются как детали рентгеновских трубок, из вольфрама изготовляют аноды рентгеновских трубок, сплавы вольфрама - основа экранов для зашиты от γ-лучей).
Конфигурация валентных электронов Сг и Мо - (n-1)d5ns1, W - 5d46s2. Сумма валентных электронов хрома, молибдена, вольфрама равна 6, что и определяет их положение в VIБ-группе. У Сr и Мо последний электронный слой занимают 13 электронов, у W - 12. Как у большинства d-элементов этот слой неустойчив. Поэтому валентность хрома, молибдена и вольфрама непостоянна. По этой же причине соединения металлов группы VIБ характеризуются набором степеней окисления от +2 до +6.
В группе d-элементов проявляется общая тенденция: с увеличением порядкового номера увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления. Самым сильным окислителем в состоянии Э6+ является хром. «Пограничный» Мо6+ проявляет слабые окислительные свойства. Молибде-нат-ион МоО42- восстанавливается лишь до Мо6О17 («молибденовая синь»), где часть атомов молибдена имеет степень окисления +5. Эта реакция используется в аналитической химии для фотометрических определений.
В низших валентных состояниях, следуя все той же тенденции, более сильные восстановительные свойства проявляет Сг2+. У ионов Мо2+ и W2+ увеличение энергии ионизации приводит к уменьшению восстановительных и металлических свойств.
Комплексные соединения данной группы элементов чаще всего имеют координационное число 6 и гибридизацию типа sр3d2, которая в пространстве описывается октаэдром.
Характерной особенностью соединений этой группы является склонность к полимеризации (конденсации) кислородных форм элементов VI группы. Это свойство усиливается при движении по группе сверху вниз. При этом образуются соединения типа М6О2412-, составленные из октаэдров МоO4 и WO4. Эти октаэдры образуют полимерные кристаллы. У оксида хрома (VI) способность к полимеризации проявляется, но слабо. Поэтому у оксидов молибдена и вольфрама степень полимеризации выше.
По строению электронной оболочки атомов с незаполненной d-орбиталью, совокупности физических и химических свойств, по склонности к образованию электроположительных ионов и координационных соединений элементы VI группы относятся к переходным металлам. Химические свойства соединений хрома. Большинство соединений хрома имеет яркую окраску самых разных цветов. Название происходит от греч. хромоc - цвет, окраска. Соединения трехвалентного хрома (в отличие от соединений молибдена, а для вольфрама степень окисления +3 вообще не характерна) химически инертны. В природе хром находится в трехвалентном (шпинель - двойной оксид МnСrO4 - магнохромит) и шестивалентном состоянии (РbСrO4 - крокоит). Образует оксиды основного, амфотерного и кислотного характера.
Оксид хрома (II) СrО - кристаллы красного (красно-коричневого) цвета или черный пирофорный порошок, нерастворимый в воде. Соответствует гидроксиду Сr(ОН)2. Гидроксид желтого (влажный) или коричневого цвета. При прокаливании на воздухе превращается в Сr2О3 (зеленого цвета):
Сr(ОН)2 + 0,5О2 = Сr2O3 + 2Н2О
Катион Сr2+ - бесцветен, его безводные соли белого, а водные - синего цвета. Соли двухвалентного хрома являются энергичными восстановителями. Водный раствор хлорида хрома (II) используется в газовом анализе для количественного поглощения кислорода:
2СrСl2 + 2НgО + 3Н2O + 0,5О2 = 2НgСl2 + 2Сr(ОН)3↓
(грязно-зеленый осадок)
Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. Легко переходит в коллоидное состояние. Растворяясь в кислотах и щелочах, образует аква- или гидроксокомплексы:
Сr(ОН)3 + 3Н3О+ = [Сr(Н2О)6]3+ (сине-фиолетовый раствор)
Сr(ОН)3 + 3ОН- = [Сr(ОН)6]3- (изумрудно-зеленый раствор)
Соединения трехвалентного хрома, как и двухвалентного, проявляют восстановительные свойства:
Сr2(SO4)з+КСlО3 + 10КОН = 2К2СrO4 + 3К2SО4 + КСl + 5Н2О
Соединения хрома (VI), как правило, кислородсодержащие комплексы хрома. Оксид шестивалентного хрома соответствует хромовым кислотам. Хромовые кислоты образуются при растворении в воде СrО3. Это сильно токсичные растворы желтого, оранжевого и красного цвета, обладающие окислительными свойствами. СrО3 образует полихромовые кислоты состава Н2СrnО(3n+1): nCrО3 + Н2О → Н2СrnО(3n+1). Таких соединений может быть несколько: Н2СrО4, Н2Сr2О7, Н2
«Неорганические соединения» - Третий лишний в) NаОН, Мg(OH)2, SO3; г)Nа2O, СаО, SO2. Приведите примеры. Классификация неорганических веществ. Найдите родственников. Массовая доля выражается в г/моль. Решите задачу. Я в газированной воде, Я в хлебе, соде, я везде! Ах, что же я поделаю с собой - Ведь в щелочи я сине-голубой. А в кислоте быть синим я не смею: Я - ..., и в кислотах я краснею.
«Шиповые соединения» - Содержание: На производстве шиповые соединения собирают сборщики изделий из древесины. Поэтому режущие инструменты периодически затачивают. Существуют правила определения размеров шипов и прошин. Инструменты для долбления проушин и гнезд: 1)-долото 2)-стамеска. Сначала ведут поперечную разметку. Столярные соединения деталей бывают неразъёмные и разъёмные.
«Галогены и их соединения» - Рассмотреть свойства и применение важнейших соединений галогенов и способы получения галогенов. Хлороводород. Соединения фтора. Получение хлороводорода. KClO3 - Бертолетова соль. 2KClO3 + 3S = 2KСl + 3SO2?. Открыт Муассаном в 1886 году электролизом безводного фторида углерода. Основное содержание. Йодоводород.
«Углерод и его соединения» - Составить конспект-ответ, придерживаясь следующих вопросов. Что такое аллотропия? С какими аллотропными модификациями мы встречались в курсе химии? Какие высшую и низшую степени окисления проявляет углерод в соединениях? Электронная формула атома – 1s22s22p2. Какого строение атома углерода? Аллотропия – существование химического элемента в виде нескольких простых веществ.
«Химические элементы в клетке» - Ультрамикро- элементы концентрация в клетке 0,000001% Au, Ra, Cs, Be, U, Hg, Se. Химический состав клетки. Ответьте на вопросы. Что вам известно о роли химических элементов в жизни клеток? Неорганические вещества клетки. Микроэлементы ионы тяжелых металлов, входящих в состав ферментов, гормонов 0,0001% Cu, Zn, I, F.
«H2O и H2S» - Водородные и кислородные соединения. Y = ? K K2 =1,23 · 10?13 моль/л. [...]: x?y y y + x + C1. 1. H2S + H2O ? HS– + H3O+ KK1 = 1,05 · 10?7. y ? (y + x). Пероксосульфаты – сильные окислители. Серная кислота. Строение (sp3-гибридизация). [...]: С0?x x x + c1. Молекула SO3 – неполярная и диамагнитная.
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
| Наименование параметра | Значение |
| Тема статьи: | ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ |
| Рубрика (тематическая категория) | Химия |
Различают простые и сложные вещества. Простые вещества образованы атомами одного и того же элемента. Их условно разделяют на металлы и неметаллы. К неметаллам относят 22 элемента˸ благородные газы, галогены и H, B, C, N, O, Si, P, S. Остальные элементы относят к металлам.
Сложные вещества состоят из атомов различных элементов. В зависимости от состава и свойств сложные вещества подразделяют на классы˸ 1) оксиды; 2) гидроксиды; 3) соли.
Оксидами называют сложные вещества, состоящие из кислорода и какого-либо химического элемента Э n O m .
Оксиды различают солеобразующие и несолеобразующие. К последним принадлежат СО, N 2 O, NO, SiO. Они не образуют солей, не реагируют с водой, другими оксидами. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные – оксиды металлов с низкой степенью окисления +1, +2 (Na 2 O, CaO, CuO);
кислотные – оксиды металлов, имеющие степень окисления +5, +6, +7 и неметаллы (SO 3 , Cl 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7);
амфотерные – оксиды металлов, проявляющие основные и кислотные свойства, например˸ BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , PbO 2 , ZnO, SnO.
Гидратные формы оксидов называют гидроксидами . В зависимости от химических свойств их делят на основные (основания),кислотные(кислоты) и амфотерные. Все гидроксиды содержат в своем составе группы Э–О–Н. В основаниях связь Э–О слабее, чем О–Н˸ Э–О–Н = Э + + (ОН) – . В кислотах связь Э–О прочнее, чем О–Н˸ Э–О–Н = (ЭО) – + Н + . В амфотерных гидроксидах связи по прочности почти равноценны˸
(ЭО) – + Н + = Э–О–Н = Э + + (ОН) –
Например,
Гидроксиды
Соли – химические соединения, представляющие собой продукт полного или частичного замещения атома водорода у кислот на катионы металла (или аммония). Соли делят на˸
Химические свойства неорганических соединений
С водой реагируют˸ а) основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, б) кислотные оксиды.
Между собой реагируют соединения с противоположными свойствами. Например˸
1) кислотные оксиды и кислоты реагируют˸
а) с основными оксидами и основаниями˸
SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4 ; H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O;
SO 3 + NaOН = Na 2 SO 4 + H 2 O; H 2 SO 4 + Mg(OH) 2 = MgSO 4 + 2H 2 O.
б) с амфотерными оксидами и гидроксидами˸
SO 3 + ZnO = ZnSO 4 ; H 2 SO 4 + ZnO = ZnSO 4 + H 2 O;
SO 3 + Zn(OH) 2 = ZnSO 4 + H 2 O; H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 = ZnSO 4 + 2H 2 O.
2) основные оксиды и основания взаимодейтсвуют˸
а) с кислотными оксидами и кислотами;
б) оксиды щелочных металлов и щелочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами˸
Na 2 O + ZnO = Na 2 ZnO 2 ; 2 NaOН + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O;
Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O; 2NaOН + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
3) кислоты и щелочи реагируют с солями, в случае если в результате образуются труднорастворимые, газообразные или слабодиссоциирующие соединения.
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ - понятие и виды. Классификация и особенности категории "ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ" 2014, 2015-2016.