Билет
Структура периодической системы Д.И.Менделеева: периоды, группы, семейства. Закономерности в изменении свойств атомов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность.
Современные теории кислот и оснований. Протолитическая теория Бренстеда. Кислота, основание по Бренстеду.
Селен, теллур: соединения с металлами, водородом, кислородом. Кислоты, их свойства.
(1)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. Элементы расположены по своим сходным свойствам, образуя группы: главные и побочные. Энергия ионизации-min энергия, необходимая для удаления электрона из атома. В группах элементов ПСХЭ потенциалы ионизации уменьшаются с возрастанием порядкового номера (только для s- и p- элементов) Энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к атому-энергия сродства к электрону. определяется строением электронных оболочек атомов. наиболее высокая энергия сродства характерна для галогенов. Способность атома оттягивать электр. Облако- э/о. э/о в периоде увеличивается с увеличением порядкового номера, в группах уменьшается. в группах с возраст порядкового номера возраст атомный радиус, в периоде-уменьшается. Номер элемента= заряд ядра, число электронов, число протонов; номер периода= число энерг.уровней; номер группы=число валентных электронов, max степень окисления. В периоде уменьшаются метал.св-ва, увелич.заряд ядра, уменьш.радиус, увелич.число внешних электронов. В группе увелич. Металл.св-ва, увелич заряд ядра,уменьш.радиус, число внешних электронов постоянно,с лабеет их связь с ядром.
|
|
(2) Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Протолитическая теория кислот и оснований - в ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А = В + Н+ (А - кислота, В - основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.
|
|
Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2=А2 + В1.
Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+=H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O+ NH4+ + OH−.
(3) По химическим свойствам селен и теллур являются аналогами серы. Они устойчивы на воздухе, легко взаимодействуют с галогенами, при нагревании образуют с кислородом диоксиды, Э02, со многими металлами — селениды и теллуриды. С водородом, как и сера, реагирует только селен. В отличие от серы селен и теллур окисляются концентрированной азотной кислотой только до степени окисления IV:3Se + 4HN03 + Н20 = 3H2Se03 + 4NO ЗТе + 4HN03 = ЗТе02 + 4NO + 2Н20 Усиление металлических свойств в ряду S, Se, Те проявляется в том, что теллур медленно реагирует с водой в обычных условиях с выделением водорода: Те + 2Н20 = Те02 + 2Н2 Селен реагирует при нагревании. В ряду S, Se, Те усиливается восстановительная способность и уменьшается окислительная. Сера более сильный окислитель, чем селен и теллур: S + H2Se = Se + H2S. В ряду H2S, H2Se, Н2Те температуры кипения и плавления закономерно увеличиваются. Это можно объяснить усилением межмолекулярного взаимодействия вследствие увеличения радиуса атома элемента и увеличением поляризуемости молекул. Аномально высокие температуры кипения и плавления воды обусловлены ассоциацией молекул за счет водородных связей. Кислотные свойства в ряду Н20, H2S, H2Se, Н2Те увеличиваются, что связано с увеличением поляризуемости связи Э-Н. В ряду H2Se, Н2Те уменьшается прочность связей и восстановительные свойства возрастают. Водные растворы H2Se и Н2Те быстро окисляются кислородом воздуха: 2Н2Э + 02 = 2Э + 2Н20. Селеновую кислоту, H2Se04, получают действием сильных окислителей на селенистую кислоту: 5H2Se03 + 2НС10з = 5H2Se04 + Cl2 + Н20ю H2Se04 — сильная кислота, во многом сходна с серной (обезвоживает и обугливает органические вещества), но является более сильным окислителем, чем серная: Так, селеновая кислота, в отличие от серной, может окислять хлорид водорода и золото: H2Se04 + 2НС1 = H2Se03 + Cl2 + Н20 6H2Se04 + 2Au = Au2(Se04)3 + 3H2Se03 + 3H20.В отличие от серной и селеновой теллуровая кислота имеет устойчивую ортоформу Н6ТеО6 и является слабой шестиосновной кислотой. Теллуровую кислоту получают окислением теллура «царской водкой», хлорной кислотой или пергидролем:Те + ЗН202 = Н6ТеО6. В воде теллуровая кислота малорастворима, при нейтрализации образует такие соли, как Agr.TeOr,; с большими по размеру катионами дает гидротеллураты, например, К2Те04 2Н20. При нагревании до 140 °С Н6ТеО6 теряет воду, превращаясь в полимерную аллотеллуровую кислоту (Н2Те04)„; при нагревании до 300 °С образуется желтый порошок ТеОз. Окислительные свойства Н6ТеО6 выражены слабее, чем у селеновой, но сильнее, чем у серной кислоты: НбТеОб +2ё + 2Н+ = Те02 + 4Н20
|
|
(4) Ksp=S2 S=1.048*10-5 n=C*V=3.144*10-6моль m=n*M=4.3 *10-3
Билет
Определение направления химических процессов. Энергия Гиббса и ее изменение при химических реакциях.
Понятие о теории кристаллического поля.
Сравнительная характеристика элементов подгруппы мышьяка. Отношение к кислотам. Свойства гидроксидов, оксидов, сульфидов, галогенидов.
Из-за того, что тепловой эффект реакции(ΔH) не может являться критерием самопроизвольности процесса(из-за того, что существуют самопроизвольные экзогенные процессы и эндотермические реакции), вводится изобарно-изотермический потенциал –ΔG - энергия Гиббса. Основной критерий – переходит ли система в более устойчивое состояние. Энергия Гиббса зависит от:
энтальпийного фактора: стремление частиц образовывать сложные связи для понижения П(потенциальной энергии)
энтропийного фактора: при повышении температуры частицы стремятся разорвать связи
Таким образом, энергия Гиббса наиболее четко показывает устойчивость системы:ΔG=ΔH-TΔS
ΔG<0 – процесс протекает самопроизвольно
ΔG=0 – процесс равновесный
ΔG>0 – процесс не протекает самопроизвольно
(2)Теория кристаллического поля — квантохимическая модель, в которой электронная конфигурация соединений переходных металлов описывается как состояния иона либо атома, находящегося в электростатическом поле, создаваемым окружающими его ионами, атомами или молекулами. Согласно ТКП, взаимодействие между переходным металлом и лигандами возникает вследствие притяжения между положительно заряженным катионом металла и отрицательным зарядом на несвязывающих электронах лиганда. Теория рассматривает изменение энергии пяти вырожденных d-орбиталей в окружении точечных зарядов лигандов. По мере приближения лиганда к иону металла, электроны лиганда становятся ближе к некоторым d-орбиталям, чем к другим, вызывая потерю вырожденности. Электроны d-орбиталей и лигандов отталкиваются друг от друга как заряды с одинаковым знаком. Таким образом, энергия тех d-электронов, которые ближе к лигандам, становится выше, чем тех, которые дальше, что приводит к расщеплению уровней энергии d-орбиталей.На расщепление влияют следующие факторы:Природа иона металла.Степень окисления металла. Чем выше степень окисления, тем выше энергия расщепления.Расположение лигандов вокруг иона металла.Природа лигандов, окружающих ион металла. Чем сильнее эффект от лигандов, тем больше разность между высоким и низким уровнем энергии. Самый распространённый вид координации лигандов — октаэдрическая, при которой шесть лигандов образуют октаэдр вокруг иона металла. При октаэдрическом окружении d-орбитали разделяются на две группы с разностью энергетических уровней Δокт (энергия расщепления), при этом энергия у орбиталей dxy, dxz и dyz будет ниже, чем у dz2 и dx2-y2, так как орбитали первой группы находится дальше от лигандов и испытывают меньшее отталкивание. Три орбитали с низкой энергией обозначаются как t2g, а две с высокой — как eg. Следующими по распространённости являются тетраэдрические комплексы, в которых четыре лиганда образуют тетраэдр вокруг иона металла. В этом случае d-орбитали также разделяются на две группы с разностью энергетических уровней Δтетр. В отличие от октаэдрической координации, низкой энергией будут обладать орбитали dz2 и dx2-y2, а высокой —dxy, dxz и dyz. Кроме того, так как электроны лигандов не находятся непосредственно в направлении d -орбиталей, энергия расщепления будет ниже, чем при октаэдрической координации. Разность энергетических уровней Δ между двумя или более группами орбиталей зависит также от природы лигандов. Спектрохимический ряд — полученный опытным путём список лигандов, упорядоченных в порядке возрастания Δ: I− < Br− < S2− < SCN− < Cl− < NO3− < N3− < F− < OH− < C2O42− < H2O < NCS− < CH3CN < NH3 < NO2− < PPh3 < CN− < CO Металл с более высокой степенью окисления ближе притягивает лиганды за счёт большей разности зарядов. Лиганды, находящиеся ближе к иону металла, вызывают большее расщепление. Лиганды, вызывающее большое расщепление d -уровней, например CN− и CO, называются лигандами сильного поля. Орбитали с низкой энергией полностью заполняются до того, как начинается заполнение орбиталей с высокой энергией. Такие комплексы называются низкоспиновыми. Лиганды, вызывающие малое расщепление, например I− и Br−, называются лигандами слабого поля. Электроны помещаются в орбитали с высокой энергией. Т.о., прежде чем появятся парные электроны, в каждую из пяти d-орбиталей должно быть помещёно по одному электрону в соответствии с правилом Хунда. Такие комплексы называются высокоспиновыми. Например, Br− — лиганд слабого поля, вызывающий малое расщепление. Все 5 d-орбиталей иона [FeBr6]3−, у которого тоже 5 d-электронов, будут заняты одним электроном. Диаграммы распределения d-электронов позволяют предсказать магнитные свойства координационных соединений. Комплексы с непарными электронами являются парамагнитными и притягиваются магнитным полем, а без — диамагнитными и слабо отталкиваются.
(3)В ряду мышьяк, сурьма, висмут усиливаются основные и уменьшаются кислотные свойства гидроксидов. Гидроксид мышьяка(Ш) проявляет амфотерные свойства с преобладанием кислотных (мышьяковистая кислота). Гидроксид сурьмы(Ш) амфотерен с преобладанием основных свойств. Гидроксид висмута(Ш) в растворе проявляет только основные свойства. Получение гидроксида сурьмы и его амфотерные свойства можно подтвердить следующими уравнениями реакций: SbCl 3 + 3NaOH = Sb(OH )3 + NaCl Sb(OH )3 + 3NaOH = Na 3 [Sb(OH)6] Sb(OH )3 + 3HC1 = SbCl 3 + 3H20ь Окислительные свойства соединений мышьяка, сурьмы и висмута в степени окисления V усиливаются от мышьяка к висмуту. Для мышьяка эта степень окисления устойчива, поэтому и мышьяковая кислота и арсенаты очень слабые окислители. При взаимодействии арсената натрия с концентрированной соляной кислотой протекает обменная реакция: Na3As04 + 8НС1 = AsC15 + 3NaCl + 4Н20. AsC 15 в кислотной среде устойчив. Для сурьмы более устойчива степень окисления III, поэтому соединения сурьмы(У) обладают значительными окислительными свойствами: Na 3 Sb0 4 + 8НС1 = SbCl 5 + 3NaCl + 4Н20 Получающийся SbCl5 легко разлагается:SbCl 5 SbCl 3 + Cl 2 и сохранить его можно только в токе хлора или в избытке концентрированной соляной кислоты: SbCl 5 + HCl = H[SbCl6] Cтепень окисления V для висмута неустойчива, и такие соединения являются очень сильными окислителями. По этой причине не получены соединения висмута(V) с серой, кислородом и галогенами. Удается выделить только малорастворимые соли висмутовой кислоты — висмутаты: Bi(N0 3)3 + Br 2 + 6 NaOH = NaBi03+ 2NaBr + 3NaN0 3 + 3H 2 0, которые в кислой среде легко восстанавливаются в соли висмута(Ш):2NaBi0 3 + 4H 2 S0 4 = Bi 2 (S0 4)3 + 0 2 + Na 2 S0 4 + 4Н20 Висмутат натрия является сильным окислителем, что подтверждается следующей реакцией:5NaBi0 3 + 2Mn(N0 3)2 + 16HN03 = 2HMn0 4 + 5Bi(N0 3)3 + 5NaN0 3 + 7H20. Сульфиды мышьяка(Ш), сурьмы(Ш) и висмута(Ш) получают непосредственным взаимодействием простых веществ или действием сульфида водорода в кислотной среде на соответствующие соли: 2Э + 3S = Э 2 S 3. Sb 2 (S 04)3 + H2s = Sb 2 S 3 + 3H 2 S0 4 . 2Na 3 As0 3 + 3H2S + 6HC1 = As 2 S 3 + 6 NaCl + 6H20. Сульфиды мышьяка(5) и сурьмы(5) осаждают, пропуская сульфид водорода через сильно подкисленные растворы арсенатов или антимонатов: 2Na3304 + 5H2S + 6НС1 = 3 2 S 5 + 6 NaCl + 8H20 Сульфиды мышьяка и сурьмы имеют кислотный характер и относятся к классу тиоангидридов, взаимодействуют с основными сульфидами, образуя тиосоли: Э 2 S 3 + 3Na2S = 2Na 3 ЭS 3 Э 2 S 5 + 3Na2S = 2Na 3 ЭS 4 Э 2 S 3 + 3Na 2 S 2 = 2Na 3 ЭS 4 + S Сульфид висмута(III), Bi 2 S3, имеет основной характер, относится к классу солей и тиосолей не образует. Сульфид мышьяка(III), As 2 S3, — ковалентное соединение, тиоангидрид, растворяется в основных сульфидах и щелочах. Сульфид висмута(III), Bi 2 S3, — ионное соединение, соль, с растворами основных сульфидов и щелочей не взаимодействует. Bi 2 S 3 не растворяется ни в растворе сульфида натрия, ни в щелочи. AsCb, AsCl 3 и SbCb — кислотные соединения, относящиеся к классу галогенангидридов, в водных растворах гидролизованы нацело, но обратимо: AsC1 3 + 4H20 As(OH )3 + ЗНС1; AsC15 + 4H20 H3 As04 + 5HC1; SbCl 5 + 4H20 H 3 Sb0 4 + 5HC1. В хлоридах сурьмы(Ш) и висмута(Ш) связь более ионная и эти соединения относятся к классу солей. В водных растворах SbCl3 и BiCl3 сильно гидролизованы с образованием основных солей Э(ОН)2С1, которые, отщепляя воду, выпадают в осадок в виде оксидохлоридов ЭОС1
(4) Ksp=4S3 S=2.189*10-17 моль/л n=C*V=6.567*10-17 m=n*M=1,627*10-14
Билет
Описание молекул методом МО. Энергетические диаграммы гетероядерных молекул. Примеры. Понятие о несвязывающих МО.
Растворы слабых электролитов. Константы ионизации слабых кислот и оснований (рКа, рКb).
Кремний, природные соединения. Силициды, силаны, силикаты. Галогениды.
(1) Метод МО – метод, в котором из одноэлектронных атомных орбиталей(АО) строятся одноэлектронные обобщенные МО, охватывающие всю молекулу.
В этом методе молекула представляется как единая многоэлектронная, многоцентровая система, где каждый электрон принадлежит молекул в целом и движется в поле всех ядер и электронов
В случае гетероядерных молекул в связывающие орбитали значительный вклад вносят атомы с большой электроотрицательностью, и связывающие орбитали по энергии ближе к орбиталям более электроотрицательного атома.
Величина «b» антибатна ковалентности связи. Cледует отметить, что в общем виде для гетероатомных изоэлектронных молекул можно использовать одни и те же схемы МО. Например, для рассмотрения строения СО, BF, NO+ и CN– можно использовать схему МО для N2, так как у всех этих частиц по 10 валентных электронов.
Однако в отличие от гомоядерных эти молекулы хотя и изоэлектронны, но образованы атомами с неодинаковыми зарядами атомов Z. Например, в молекуле СО АО кислорода лежат ниже АО углерода (это различие отражается на величинах потенциалов ионизации атомов: I1 углерода – 11,09 эВ, I1 кислорода – 13,62 эВ). Схема МО молекул СО, BF и молекулярных ионов NO+, CN– несколько трансформирована по сравнению с N2 в соответствии с требованиями построения диаграмм МО гетероядерных молекул. На рис. 3.13 приведена энергетическая диаграмма МО молекулы СО. При сохранении кратности связи энергия связи СО равна 1070 кДж∙моль–1 против 842 кДж∙моль–1 в N2. Это увеличение вызвано дополнительным вкладом ионной составляющей из-за разности электроотрицательностей атомов углерода и кислорода. Адекватное экспериментальным данным строение монооксида углерода соответствует формуле C– ≡ O+. Такое необычное распределение зарядов обусловлено переходом лишней по сравнению с углеродом () электроннной пары O() на молекулярные орбитали СО и хорошо согласуется с экспериментальной величиной дипольного момента СО μ = –0,027∙10–29 Кл∙м (–0,08 D). Отрицательный знак означает направление дипольного момента от кислорода к углероду. 
(2) Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами, а процесс распада молекул на положительно и отрицательно заряженные ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией.
Слабые электролиты – вещества, молекулы которых в растворах ионизированы со степенью ионизации α < 3%. К ним относятся слабые кислоты и слабые основания.
Процесс ионизации обратим:
Константа ионизации показывает отношение частиц, диссоциирующих в раствор, к количеству непродиссоциировавшего вещества.
Ионизация слабого электролита — процесс равновесный:СН3СООН <± Н+ + СН3СОСГ. В отличие от солей среди кислот и оснований есть и сильные и слабые электролиты. Большинство кислот и оснований — слабые электролиты. Ka и Kb зависят от природы, температуры, но не зависят от концентрации вещества.Ионизация электролитов, основность иили кислотность которых более 1 происходит ступенчато:
Диссоциация по каждой последующей ступени происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. 
(3) По содержанию в земной коре кремний занимает третье место после кислорода и водорода. В природе кремний встречается в виде диоксида кремния, силикатов и алюмосиликатов. «Аморфный» (мелкокристаллический) кремний получают из диоксида кремния, применяя в качестве восстановителя магний или уголь: Si02 + 2Mg = Si + 2MgO Si02 + 2C = Si + 2CO Кристаллический кремний высокой степени чистоты получают разложением гидрида или восстановлением хлорида кремния водородом:SiCl4 + 2Н2 = Si + 4НС1 Соединения кремния с металлами, силициды, подобно карбидам, могут быть ионными (с активными металлами) или ковалентными (с неметаллами). Ионные силициды разлагаются водой и кислотами: Mg2Si + 4НС1 = 2MgCl2 + SiH4 Mg2Si + 4H20 = 2Mg(OH)2 + SiH4 и окисляются растворами щелочей: Mg2Si + 2NaOH + 5H20 = Na2Si03 + 4H2 + 2Mg(OH)2 Ковалентные силициды, например MoSi2, инертны. Соединения кремния с водородом — кремневодороды или силаны — по составу аналогичны предельным углеводородам и имеют общую формулу Si„H2n 2, где п = 1-8. Однако они менее устойчивы и более реакционноспособны Устойчивость силанов уменьшается с увеличением числа атомов кремния в молекуле. В настоящее время выделены силаны до Si8Hi8. Силаны токсичны. Восстановительные свойства у силанов выражены сильнее, чем у углеводородов, они легко самовоспламеняются на воздухе и разрушаются щелочами: SiH4 + 202 = Si02 + 2Н20 Si2H6 + 4NaOH + 2Н20 = 2Na2Si03 + 7Н2 Галогениды кремния получают непосредственным взаимодействием кремния с галогенами, а также из диоксида кремния: Si02 + 2С + 2Г2 = Sir 4 + 2СО Тетрафторсилан можно получить также по реакции: Si02 + 4HF = SiF4 + 2Н20 Галогениды кремния — летучие ковалентные соединения, относящиеся к классу галогенангидридов; гидролизуются аналогично галогенидам бора: 3SiF4 + 4Н20 = 2H2[SiF6] + H4Si04 SiCl4 + 4H20 = 4HC1 + H4Si04 Образующийся при гидролизе тетрафторсилана гексафторидосиликат водорода (кремнефтороводородная кислота) — H2[SiF6] — является сильной двухосновной кислотой.
(4) Мn+2+4H2O +5e=МnO4 +8H+ z=5 n=V*C(1/z)/z=0.01моль m=n*M=1.51г
Билет
Многоэлектронные атомы. Строение многоэлектронных атомов. (Энергетические уровни, подуровни, орбитали).
Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Константа растворимости (Кsp). Условия растворения и образования осадков. Растворимость малорастворимых электролитов. Смещение равновесий в насыщенных растворах малорастворимых электролитов.
Характеристика d-элементов II группы. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения.
(1)Многоэлектронные атомы- атомы 2 и более е.Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего – 18, для четвертого – 32 электрона. Максимально возможное заполнение электронами более высоких энергетических уровней, в атомах известных элементов не достигнуто.
Квантово-механические расчеты показывают, что в многоэлектронных атомах энергия электронов одного уровня неодинакова; электроны заполняют атомные орбитали разных видов и имеют разную энергию. Каждый энергетический уровень, кроме первого, расщепляется на такое число энергетических подуровней, сколько видов орбиталей включает этот уровень. Второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня (2s – и 2p-подуровни), третий энергетический уровень – на три подуровня (3s-, 3p- и 3d-подуровни).Каждый s-подуровень содержит одну s орбиталь, каждый р-подуровень – три р-орбитали, каждый d-подуровень семь f-орбиталей.закономерность заполнения электронных (принцип Паули): В атоме нет е с одинаковыми квант числами. Правило хунда(максимальный заряд на оболочке) и заполняются по принципу наим. Е.
(2)В насыщенном р-ре сильного малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком(тв.форма) и ионами электролита. СаСО3 = Са2+(р)+ СО32-(р).
Кр (константа равновесия) =(а(Са2+(р))*а(СО32-(р))/а(СаСО3(т)). Где а(Са2+(р)) и а(СО32-(р) – активные концентрации ионов Са2+ и СО32-.т.к. а(СаСО3(т)) – постоянна, т.е. произведение Кр* а(СаСО3(т)) при данной температуре, величина постоянная. Ksр = а(Са2+(р))*а(СО32-(р)). Произведение растворимости –постоянная величина при постоянной температуре, характеризующая растворимость труднорастворимого электролита.
Для труднорастворимого электролита АmBn. Ksр(АmBn) = [A]m *[B]n. [A]в степени m *[B] в степени n. Если в растворе произведение реальных концентраций ионов[A]m и [B]n (больше чем произведение растворимости при данной температуре то выпадет осадок). Чтобы растворить осадок нужно:1) уменьшить в его насыщенном р-ре концентрации соответствующих ионов, за счет вовлечения их в разные комплекс, либо путем изменения кислотности среды.
2)более полное связывание ионов. 3)за счет связывания ионов в слабый электролит. 4)за счет связывания ионов в малорастворимый комплекс.
(3) Цинк и кадмий сгорают в токе кислорода с образованием оксидов ЭО.С серой и галогенами цинк и кадмий реагируют только при нагревании. В ряду Zn-Cd-Hg химическая активность понижается, что подтверждается и значениями стандартных электродных потенциалов (табл. 5). Цинк и кадмий не взаимодействуют с водой, так как покрыты защитной оксидной пленкой. В растворах аммиака защитная пленка растворяется:Zn + 4NH3 +2Н20 = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2t Цинк вытесняет водород из кислот и щелочей, кадмий — только из кислот:Cd +2НС1 = CdCl2 + Н2Т Zn +2КОН + 2Н20 = K2[Zn(OH)4] + Н2Т. Цинк и кадмий восстанавливают концентрированную серную кислоту до S02, а при нагревании — до H2S:4Zn + 5H2S04 = 4ZnS04 + H2St +4H20 Cd + 2H2S04 = CdS04 + S02T + 2H20 Цинк и кадмий ведут себя по отношению к HN03 значительно активнее. Цинк, например, способен максимально восстанавливать очень разбавленную HN03:4Zn + 10HN03 = 4Zn(N03)2 + NH4N03 +3H20 Цинк, кадмий и ртуть легко образуют сплавы как друг с другом, так и с другими металлами.. Гидроксиды цинка и кадмия получают обменной реакцией соответствующих солей со щелочами. Zn(OH)2, Cd(OH)2 — малорастворимые, бесцветные соединения. Гидроксид цинка амфотерен с преобладанием основных свойств:Zn(OH)2 + 2Н+ = Zn2+ + 2Н20 Zn(OH)2 + 20Н = [Zn(OH)4]2 С увеличением радиуса катиона от Zn к Cd усиливаются основные свойства. Cd(OH)2 проявляет кислотные свойства только при длительном кипячении с концентрированной щелочью. Оба гидроксида растворяются в аммиаке с образованием комплексов: Э(ОН)2 + 4NH3 = [3(NH3)4]2+ + 20Н Гидроксиды ртути не получены в свободном виде, так как разлагаются с отщеплением воды из-за сильного поляризующего действия катионов ртути на гидроксид- ионы: Hg(N03)2 + 2NaOH = HgO + 2Н20 + 2NaN03 Hg2(N03)2 + 2NaOH = Hg20 + H20 + 2NaN03 Основные свойства оксидов ртути выражены слабо. Малорастворимые соли ртути (HgS, Hg2Cl2 и т. д.) гидролизу практически не подвергаются. Сулема HgCl2, являясь слабым электролитом, гидролизована в малой степени, а нитраты ртути в водных растворах сильно гидролизованы и образуют малорастворимые оксосоли, так как основные соли, подобно гидроксидам ртути, неустойчивы. Приготовление растворов нитратов ртути для предотвращения гидролиза ведут в присутствии азотной кислоты. В присутствии растворимых карбонатов соли цинка и кадмия полностью гидролизованы с выделением осадков основных солей: 2Э2+ + 2С032 + Н20 = (Э0Н)2С03 + С02 Электрическая проводимость растворов однотипных солей цинка, кадмия и ртути в ряду Zn-Cd-Hg уменьшается. Электрическая проводимость растворов обусловлена концентрацией ионов в растворе. В воде соли цинка ионизированы практически полностью, соли кадмия образуют аутокомплексы типа Cd[CdX3]2 и Cd[CdX4], Поэтому в растворах солей кадмия концентрация ионов, а вместе с ней и электрическая проводимость, меньше, чем в растворах аналогичных солей цинка. Растворы солей ртути, HgCl2 и особенно Hg(CN)2, неэлектропроводны, так как соли не являются электролитами вследствие высокой степени ковалентности связей Hg-Cl и Hg-CN. Соединения ртути(II) проявляют свойства окислителя 2HgCl2 + S02 +2Н20 = Hg2Cl2 + H2SO4 + 2НС1 Соли ртути(1) характеризуются окислительно-восстановительной двойственностью: Hg2(N03)2 + 4HN03 = 2Hg(N03)2 +2N02t +2H20 Hg2Cl2 + SnCl2 = SnCl4 + 2Hg. При добавлении аммиака к растворам солей цинка и кадмия образуются аммиачные комплексы состава [3(NH3)4]2+ или [3(NH3)2Cl2]. [Zn(NH3)2Cl2] — молекулярное соединение, имеющее тетраэдрическое строение; [Cd(NH3)2Cl2] — полимер с координационным числом кадмия 6.