Связь в комплексных соединениях по методу ВС. Геометрия комплексных ионов. Магнитные свойства. Отношение металлов к растворам кислот и щелочей. 6 глава




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

 

 

(2) Координационными называются молекулярные соединения, сочетание отдельных компонентов которых приводит к образованию сложных ионов или молекул, способных к самостоятельному существованию, как в кристалле, так и в растворе. При написании химических формул координационных соединений символы элементов, образующих координационную единицу, обычно заключают в квадратные скобки. Остальные ионы в координационном соединении составляют внешнюю сферу и символы образующих их элементов выносят за квадратные скобки. В соединении K4[Fe(CN)e] ион [Fe(CN)e]4 — координационная единица, ионы К+ — внешняя сфера, ион Fe2+ — комплексообразователь, ионы CN — лиганды. Ионы внешней сферы помещают слева от координационной единицы, если они являются катионами, или справа, если они являются анионами. Если в состав координационной единицы входят разные лиганды, то во внутренней сфере комплексного соединения лиганды располагают после комплексообразователя согласно латинскому алфавиту. В названиях координационных соединений лиганды перечисляют согласно русскому алфавиту. В англо-американской литературе лиганды в названиях координационных соединений перечисляются в алфавитном порядке латинских названий. При классификации координационных соединений по знаку заряда комплексного иона их можно разделить на следующие группы. Соединения с комплексным катионом. Анионом в них может быть любой отрицательно заряженный ион: [Cu(NH3)4]S04, [Сг(Н20)6]С13, [Co(NH3)6](OH)2; Соединения с комплексным анионом. Катионом в них может быть любой положительно заряженный ион: ^[PtClr,], Н[АиСЦ], KZn[Fe(CN)6]. Соединения с комплексным катионом и анионом: [Co(NH3)6][Cr(N02)6], [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6]. Нейтральные координационные соединения (без внешней сферы) представляют собой координационную молекулу: [Ni(CN)2(NH3)4], [СгС1з(Н 2 0)з]. В зависимости от природы координируемых лигандов часто выделяют следующие группы координационных соединений. Аминокомплексы. Лиганды — молекулы аммиака: [Zn(NH3)4](OH)2. Аквакомплексы. Лиганды — молекулы воды: [Со(Н20)б]СЬ. Гидроксидокомплексы. Лиганды — ионы ОН. Гидроксокомплексы характерны для элементов, проявляющих амфотерные свойства: №з[Сг(ОН)6], Na2[Zn(OH)4], Na2[Be(OH)4],Ацидокомплексы. Лиганды — анионы кислот: Кз[Те(С]М)б], Na3[Ag(S203)2]. Карбонилы. Лиганды — молекулы СО: Fe(CO)s, Сог(СО)8. Смешанные комплексы: [PtCl(NH3)5]Cl3. По способности к ионизации координационные соединения можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся: комплексные кислоты: H4[Fe(CN)6], H2[SiF6]; комплексные основания: [№(1МНз)б](ОН)2; комплексные соли: К3[Со(Ж)2)б], [Со(]МНз)6][Сг(ОН)6]. Названия соединений с комплексными катионами и анионами составляются по правилам построения названий комплексных катионов и анионов: сначала называют в именительном падеже комплексный анион, затем в родительном падеже комплексный катион, названия катиона и аниона пишут раздельно. В формуле аниона указывают степень окисления комплексообразователя.

 

(3) На предпоследнем уровне у бора 2е, у Al 8e, у Ga, In, Tl -18e. Последние 3 полные электронные аналоги и их объединяют в группу Галлия. В атомах в образовании хим.связи могут принимать участие и вакантные d-орбитали внешнего уровня. Радиус увеличивается от B к Tl, потенциал ионизации падает, ОЭО уменьшается(но Al 2 с конца).У галлия более слабые металлические свойства чем у Al. Из-за f- орбитали у талия больше чем у индия, радиус и Е ионизации. Все элементы проявляют устойчивую степень окисления 3, кроме таллия. Для таллия степень 1.Бор отличается от всех других т.к. он элемент 2периода. Он образует только ковалентные соединения, т.к. из-за радиуса сильное поляризующие действие. Бор неметалл и проявляет свойства аналогичные кремнию. Al,Ga,In- мет и немеет свойства. Tl-металл свойства. В возбужденном состоянии оболочка содержит 3 неспаренных е. После образ 3 ковал. Связей остается 1 p-орбиталь. Молекула становится электроненасыщенной и обладает акцепторными свойствами.

При нагревании бор реагирует с другими галогенами с образованием тригалогенидов, с азотом образует нитрид бора BN, с фосфором — фосфид BP, с углеродом — карбиды различного состава (B4C, B12C3, B13C2). При нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе бор сгорает с большим выделением теплоты, образуется оксид B2O3: 4B+3O2= 2B2O3 С водородом бор напрямую не взаимодействует, хотя известно довольно большое число бороводородов (боранов) различного состава, получаемых при обработке боридов щелочных или щелочноземельных металлов кислотой: Mg3B2+6HCl= 3MgCl2+ B2H6.При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний или фосфор из их оксидов: 3SiO2+ 4B=2 B2O3+ 3Si; 3P2O5+10B= 5B2O3+ 6P

Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B2O3.

При отсутствии окислителей бор устойчив к действию растворов щелочей. В горячей азотной, серной кислотах и в царской водке бор растворяется с образованием борной кислоты H3BO3.

(4) α=sqrt(Ka/Cm) Ka=1.8*10-4 моль/л C[H+]=sqrt(Ka*Cm) =0,6*10-2 pH=-lgС[H+]=2,22

 

Билет

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Изменение окислительно-восстановительных свойств веществ в связи с положением элементов в периодической системе и с изменением степени окисления. Классификация кислородных соединений. Бинарные соединения: пероксиды, надпероксиды, озониды. Их свойства. Сопоставление свойств простых веществ, оксидов и гидроксидов элементов VI А и VI В групп.

(1) Окислителем в окислительно-восстановительных процессах является окисленная форма окислительно-восстановительной пары, характеризующаяся более высоким значением стандартного электродного потенциала. Восстановитель - восстановленная форма окислительно-восстановительной пары с меньшим в сравнении с окислителем значением стандартного электродного потенциала. При сравнении потенциалов пар используются алгебраические значения электродных потенциалов. сравнивая электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар, можно определить окислитель и восстановитель, а также и направление окислительно-восстановительного процесса. Окислительно-восстановительная реакция протекает в том направлении, ДЛЯ которого Аф° = ф°окисл ф° восст > 0. По окислительно-восстановительной способности различают: окислители; восстановители;вещества, обладающие окислительно-восстановительной двойственностью. К окислителям относятся: простые вещества: F2, О2, Оз;вещества, содержащие в своем составе элементы в высших степенях окисления: KMnO4, К2СГ2О7, КВЮ3, HNO3, HCIO4, H2SO4, РЬСl и др.К восстановителям относятся: металлы Zn, Al, Na, Fe и др.; вещества, в состав которых входят элементы в низших степенях окисления: СаН2, H2S, НС1, НВг, NaI и др. Группа веществ, обладающих окислительно-восстановительной двойственностью, наиболее многочисленна. Необходимым условием для проявления окислительно-восстановительной двойственности является наличие в составе вещества элемента в промежуточной степени окисления. Окислительно-восстановительная двойственность характерна: для ряда простых веществ CI2, Вг2, S, Н2, N2 и др.; ионов ряда металлов Сu2+, Сг*+ и др.; анионов неметаллов в промежуточных степенях окисления и других соединений, содержащих элементы в промежуточной степени окисления: NO2", ЗОз2-, СЮ", CIO3", ASO33", Н3РО3 и ее соли, H3PQ2 и ее соли, SO2, NH2OH,N2H4 и др. Проявление веществами этого типа окислительных или восстановительных свойств определяется природой второго реагент (какие свойства, окислительные или восстановительные он проявляет), а также конкретными условиями процесса. Например, Вг2 имеет промежуточную степень окисления, поэтому может выступать и окислителем, и восстановителем: Вг2 + 5С12+ 6Н20 = 2НВОз + I0HC1(хлор проявляет более сильные окислительные свойства) 4Вг2 + H2S + 4Н20= H2S04 4НВr

(2) Оксидами называются бинарные соединения кислорода, в которых кислород имеет степень окисления -2. Оксиды по химическим свойствам разделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в зависимости от характера связи делятся на основные, амфотерные и кислотные. В основных оксидах связь преимущественно ионная, в кислотных – ковалентная. Пероксиды-вещества, содержащие пероксогруппу -О-О- (например, пероксид водорода Н2О2, пероксид натрия Na2O2). Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой, образуя щёлочь и пероксид водорода. В пероксидах кислород имеет степень окисления -1. Надпероксиды (гипероксиды, супероксиды) — неорганические соединения, содержащие анион О2, например, надпероксид калия КО2. Кислородные соединения, содержащие атомы О в степени окисления −1/2

Пероксиды и надпероксиды получают при сгорании щелочных и щелочноземельных металлов на воздухе: 2Na+O2=Na2O2 K+O2=KO2. Водой эти соединения легко разлагаются: Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2; 2KO2+2H2O=2KOH+H2O2+O2. Пероксиды и надпероксиды проявляют окислительные свойства: KO2+CrCl3+4KOH=K2CrO4+3KCl+2H2O, а с сильными окислителями -восстановительные: 5BaO2+2KMnO4+8H2SO4=2MnSO4+5O2+5BaSO4+K2SO4+8H2O.

Озони́ды — вид пероксидных соединений. например КО3 характеризуются наличием иона О3 в кристаллической решетке (так называемый озонидный ион). При раствоворении мгновенно гидролизуются с образованием кислорода, перекиси водорода и обычных гидроксидов и оксидов. Неорганические озониды — очень сильные окислители. Существуют устойчивые при комнатной температуре озониды лишь трёх самых активных металлов — K, Rb, Cs. Известны устойчивые лишь при низких температурах озониды аммония, натрия. В сильно загрязненном виде удалось получить очень неустойчивые озониды щелочноземельных металлов. С водой озониды реагируют с выделением кислорода и образованием гидроксидов металлов. Солеобразные KO3, RbO3, CsO3 получают действием озона на пероксиды, супероксиды или гидроксиды:

3КОН(тв.) + 2О3 = 2КО3 + КОН·Н2О + 12 О2 КО2 + О3 = КО3 + О2

(3) Элементы VIA группы-халькогены.В неё входят пять элементов: кислород О, сера S, селен Se, теллур Te, полоний Po. Характерное для халькогенов строение внешнего электронного уровня и степени окисления элементов. У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня – ns2np4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Для всех элементов (кроме полония и кислорода) характерны степени окисления (+VI), (+IV) и (-II); полоний в соединениях проявляет состояния окисления (+IV), (+II) и (-II); для кислорода типична степень окисления (-II), исключение составляют его фториды OF2 и O2F2 со степенями (+II) и (+I) соответственно и перекись водорода Н2О2, а также её производные, где она равна (-I). Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов: Устойчивость состояния окисления (+VI) понижается от S к Te, устойчивость состояния (+IV) повышается от S к Po, а устойчивость состояния (-II) понижается от O к Po. Сравнение простых в-в Сера- элемент главной подгруппы VI группы, третьего периода периодической системы химических элементовД. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором. Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов (Na2S2)

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору. Полученный сплав называется серной печенью. С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании. Теллу́рхимический элемент главной подгруппы VI группы, халькогены), 5-го периода в периодической системе, имеет атомным номером 52; Теллур — хрупкое серебристо-белое вещество с металлическим блеском. В тонких слоях на просвет красно-коричневый, в парах — золотисто-жёлтый.

Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 °C, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO2.

При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя TeO2. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500—600 °C. Поло́нийхимический элемент главной подгруппы VI группы, халькогены), 6-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 84, Радиоактивныйполуметалл серебристо-белого цвета. Не имеет стабильных изотопов. Полоний — мягкий серебристо-белый радиоактивный металл. Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО2)x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро2+ розового цвета. При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Ро + Mg + 2HCl → MgCl2 + H2Po, Известен также диоксид полония PoO2. Образует галогениды состава PoX2, PoX4 и PoX6. Подобно теллуру полоний способен с рядом металлов образовывать химические соединения — полониды/ 6B. Хром. В свободном виде -- голубовато-белый металл.Хром является самым твердым металлом Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3, обладающего амфотерными свойствами. Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:Непрокаленный оксид хрома (III) легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:При термическом разложении карбонила хрома Cr(СО)6 получают красный основной оксид хрома (II) CrO. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)2 со слабоосновными свойствами осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома (II). Вольфрам. Вольфрам -- светло-серый металл, имеющий самые высокие температуры плавления и кипения. Вольфрам является одним из наиболее тяжелых и самым тугоплавким металлом. В чистом виде представляет собой металл серебристо-белого цвета. Валентность от 2 до 6. Наиболее устойчив 6-валентный вольфрам. 3- и 2-валентные соединения вольфрама неустойчивы и практического значения не имеют.

Вольфрам имеет высокую коррозионную стойкость: при комнатной температуре не изменяется на воздухе; при температуре красного каления медленно окисляется в оксид вольфрама VI; в соляной, серной и плавиковой кислотах почти не растворим. В азотной кислоте и царской водке окисляется с поверхности. В смеси азотной и плавиковой кислоты растворяется, образуя вольфрамовую кислоту. Из соединений вольфрама наибольшее значение имеют: триоксид вольфрама или вольфрамовый ангидрид, вольфраматы, перекисные соединения с общей формулой Me2WOX, а также соединения с галогенами, серой и углеродом.Молибден -- светло-серый металл.При комнатной температуре на воздухе Mo устойчив. Начинает окисляться при 400°C. Выше 600°C быстро окисляется до триоксида МоО3. Этот оксид получают также окислением дисульфида молибдена MoS2 .Мо образует оксид молибдена (IV) МоО2 и ряд оксидов, промежуточных между МоО3 и МоО2. Mo образует молибдаты.Молибдаты металлов I и III групп содержат тетраэдрические группировки [МоО4]/

Сравнение оксидов. 6A. SO3 – летучая жидкость с т. кип. 44,80С, легко полимеризуется благодаря образованию донорно-акцепторных связей. При нагревании выше 6000С SO3 разлагается: 2SO3=2SO2+O2. Оксид серы (VI) бурно реагирует с водой, образуя серную кислоту. H2SeO4 – 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 хлороводород и золото: H2SeO4+2HCl=H2SeO3+Cl2+H2O; В воде теллуровая кислота малорастворима, при нейтрализации образует такие соли, как Ag6TeO6, с большими по размеру катионами дает гидротеллураты, например, K2ТеО4*2Н2О. SO2 – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. При каталитическом окислении SO2 образуется оксид серы (VI): 2SO2+O2=2SO3. Проявляют свойства восстановителей: SO2+Cl2=SO2Cl2; 2Na2SO3+O2=2Na2SO4, и окислителей: SO2+2H2S=3S+H2O. При нагревании сульфиты диспропорционируют: 4Na2SO3=Na2S+3Na2SO4. В отличие от оксида серы (IV), оксиды селена (IV) и теллура (IV) можно получить не только сжиганием на воздухе простых веществ, но и окислением их азотной кислотой: 2Э+4HNO3=3ЭО2+4NO+2H2O. Оксиды селена (IV) и теллура (IV) – кристаллические вещества, а оксид серы (IV) – газ. В ряду SO2 – TeO2 кислотные свойства уменьшаются. Если SO2 и SeO2 хорошо растворимы в H2O и щелочах: SeO2+H2O=H2SeO3; SeO2+2NaOH=Na2SeO3+H2O, то практически нерастворимый в воде TeO2 взаимодействует с растворами щелочей и сильных кислот: TeO2+2NaOH=Na2TeO3+H2O; TeO2+4HJ=TeJ4+2H2O. В ряду гидроксидов H2SO3 – H2SeO3 – H2TeO3 кислотные свойства уменьшаются, теллуристая кислота амфотерна.

VIб Оксид хрома (III) - это самое устойчивое соединение хрома

Он обладает полупроводниковыми и антиферромагнитными свойствами при температуре ниже 350С. Cr2O3 - наиболее устойчивый оксид хрома Если температуру разложения поддерживать постоянной (250оС), то продуктом реакции будет черный оксид CrO2, при 420оС он превращается в Cr2O3. Для перевода Cr2O3 его в растворимое состояние без изменения степени окисления использует хлорирование в смеси с углем: Cr2O3 + 3С +3CL2 = 2CrCl3 + 3CO Сплавление с пиросульфатами: Cr2O3+3 K2S2O7 = 3 K2SO4 + Cr2(SO4)3 Карбонаты или гидроксидами щелочных металлов: Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2 При сплавлении с окислителями (NaNO3, O2, Na2O2, KClO3) и карбонатами или гидроксидами щелочных металлов оксид хрома (III) превращается в хроматы: Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4+3NaNO2 + 2CO 2Cr2O3 + 3O2 +8NaOH = 4Na2CrO4 + 4H2O Оксид хрома (VI), или хромовый ангидрид, по свойствам значительно отличается от высших оксидов молибдена и вольфрама Оксид CrO3 представляет собой темно-красные призматические кристаллы, состоящие из тетраэдров [CrO4], связанных вершинами в цепи. При температуре 197оС вещество плавится, превращаясь в летучую темную жидкость, пары которой окрашены в красный цвет. Разложение происходит в интервале 200 - 550 оС и заканчивается образованием оксида хрома (III): 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2 CrO3 проявляет сильные кислотные свойства и является ковалентным оксидом с температурой плавления лишь 1970С. Его обычно называют «хромовой кислоты» и получают добавлением концентрированной серной кислоты к насыщенному водному раствору дихромата. CrO3 плавится с частичным разложением, а при нагревании выше 220-2500С теряет кислород, образуя ряд низших оксидов вплоть до зеленого Cr2O3 Белые кристаллы высшего оксида молибдена МоО3, имеют слоистую структуру, в которой октаэдры [MoO6], сильно искажены из-за неравноценности связей Мо - О, соединяются и вершинами, и ребрами. При нагревании вещество желтеет, а при температуре 795 оС плавится, превращаясь в подвижную жидкость. Оксид вольфрама (VI) WO3 представляет собой желтый кристаллический порошок. Его структура образована октаэдрами [WO6], связанными между собой всеми вершинами. Такой структурный тип получил название «структура типа ReO3» по первому исследованному веществу аналогичного строения. Известны несколько модификаций WO3, в которых атом вольфрама смещен из центра октаэдра, и возникающая деформация ведет к понижению симметрии.

(4) C(OH-)=sqrt(Ka*Cm)=0.6*10-2моль/л pOH=-lgС[OH-]=2,22 pH=11.78

 

Билет

Комплексные соединения. Способы получения и разрушения комплексных соединений. Современная формулировка периодического закона. Периоды, группы, семейства. Строение атома, валентные электроны.

Характеристика р-элементы V группы. Строение атомов, степени окисления. Отношение к кислотам.

 

(1)Координационными называются молекулярные соединения, сочетание отдельных компонентов которых приводит к образованию сложных ионов или молекул, способных к самостоятельному существованию, как в кристалле, так и в растворе.Cr(OH)3+3NaOH-> Na3[Cr(OH)6] Zn(OH)2+2NaOH-> Na2[Zn(OH)4] BiI3+KI->K[BiI4](желтый) PbCl2+2NaCl->Na2[PbCl4] Ag2S2O3+3Na2S2O3->2Na3[Ag(S2O3)2] (CuOH)2SO4+8NH4OH(к)->[Cu(NH3)4]SO4+[Cu(NH3)4](OH)2+8H2O AgCl+2NH4OH(к)->[Ag(NH3)2]Cl+2H2O

Комплексообразование-ступенчатый процесс, каждая ступень характеризуется константй равновесия, которая называется константой образования комплекса, часто используется термин константа устойчивости.

Пример: растворе содержащем ионы Hg2+ и Br- имеют место следующие равнтвесия:

Hg2+ +Br-<=> HgBr +;K1=[ HgBr + ]/[ Hg2+]*[ Br –]

HgBr+ + Br-<=> HgBr2;K2=[ HgBr2]/[ HgBr + ]*[ Br -]

HgBr2 + Br-<=> HgBr3-;K3=[ HgBr3-]/[ HgBr2]*[ Br -]

HgBr3- + Br-<=> HgBr42-;K4=[ HgBr42-]/[ HgBr3-]*[ Br -]

K1, K2, K3, K4, - ступенчатые константы образования Общая константа образования Кn = K1* K2* K3* K4=[ HgBr42-]/[Hg2+][Br -]4

При растворении в воде комплексных соединений, содержащий комплексные катиоы или комплексные анионы, происходит ионизация по типу сильных электролитов:

2K+ + HgBr42-⌠K2[HgBr4]

Ионизация комплексного иона идет по типу слабого электролита, ступенчато и обратимо:

HgBr42- ⌠ HgBr3-+Br - K4H=[ HgBr3- ]*[ Br -]/ [HgBr42-]

⌠HgBr3- HgBr2 + Br -K3H=[ HgBr2]*[ Br -]/[HgBr3-]

HgBr2 HgBr +⌠ + Br -K2H =[ HgBr +]*]*[ Br -]/[ HgBr2]

HgBr + Hg2+⌠ + Br -K1H =[ Hg2+]*[ Br -]/[ HgBr +]

K1H, K2H, K3H, K4H называется константами нестойкости. Общая константа нестойкости равна произведению ступенчатых:

K H= K1H* K2H * K3H * K4H =[ Hg2+]*[ Br -]4/[ HgBr42- ]

Эти константы характеризуют устойчивость комплексных частиц: чем больше константа образования, тем более устойчива частица.

[Ag(NH3)2]Cl

+2HNO3=AgCl+2NH4NO3

2[Ag(NH3)2]Cl+

2H2S=Ag2S+2NH4Cl+(NH4)2S

Разрушение может происходить в процессе окислительно-восстановительной реакции.

Fe(CO)5+2HCl=FeCl2+5CO+H2

 

(2)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. А́том (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств[1]. Атом состоит из атомного ядра и электронов. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: количество протонов определяет принадлежность атома некоторому химическому элементу, а число нейтронов — изотопу этого элемента.

Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы. Внешняя электронная оболочка атома, если она не полностью заполнена, называется валентной оболочкой, а электроны этой оболочки называются валентными электронами. Число валентных электронов определяет то, как атом связывается с другими атомами посредством химической связи. Путём образования химических связей атомы стремятся заполнить свои внешние валентные оболочки.

(3) Азот — элемент второго периода и особенностью строения его атома является наличие только двух электронов на предпоследнем уровне (оболочка гелия) и отсутствие б/-орбиталей в валентном слое: Азот может образовать максимально четыре ковалентные связи. В ионе аммония NH4, его производных и комплексных соединениях азот образует три связи по обменному механизму и одну — по донорно-акцепторному. В азотной кислоте, ее солях и нитропроизводных атом азота ионизирован и образует четыре ковалентные связи по обменному механизму. В атоме фосфора на предпоследнем уровне находится 8 электронов, а в атомах элементов подгруппы мышьяка (мышьяк, сурьма и висмут) по 18. На внешнем валентном слое в атомах фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута имеются вакантные ^/-орбитали, которые могут принимать участие в образовании химических связей. С возрастанием атомной массы элемента (от азота к висмуту) атомные радиусы монотонно возрастают, энергии ионизации уменьшаются (от 14,53 эВ для атома азота до 7,3 эВ для атома висмута). Так же изменяются и относительные электроотрицательности ОЭО (от 3,1 для атома азота до 1,7 для атома висмута). Азот способен к образованию кратных связей, в соединениях с низкими степенями окисления для азота весьма характерно образование водородных связей. В соединениях азот проявляет степени окисления -III, -II, -I, 0,1, II, III, IV, V. Белый фосфор имеет молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Чистую Н3РО4 получают при взаимодействии с водой Р4О10, РСЬ или POCI3, а также окислением красного фосфора азотной кислотой: ЗР + 5HN03 + 2Н20 = ЗН3РО4 + 5NO В обычных условиях металлические модификации мышьяка, сурьмы и висмута устойчивы по отношению к кислороду и воде. При сгорании образуют оксиды Э2О3. В электрохимическом ряду напряжений металлов эти элементы расположены после водорода, поэтому не взаимодействуют с соляной, разбавленной серной кислотами и с растворами щелочей, но реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами. По характеру продуктов реакций можно проследить усиление металлических свойств от мышьяка к висмуту. Мышьяк проявляет неметаллические свойства, образуя соединения анионного типа: 3As + 5HN03 + 2Н20 = 3H3As04 + 5NO 2As + 3H2S04 = As203 + 3S02 + Н20, где AS2O3 представляет собой обезвоженную форму мышьяковистой кислоты (мышьяковистый ангидрид). Сурьма при взаимодействии с азотной кислотой также проявляет неметаллические свойства, образуя Р-сурьмяную кислоту:3Sb + 5HNO3 + 2Н20 = 3H3Sb04 + 5NO а с серной кислотой — соединение катионного типа:2Sb + 6H2SO4 = Sb2(S04)3 + 3S02 + 6Н20 Висмут при взаимодействии с кислотами проявляет только металлические свойства, образуя соли катионного типа: Bi + 4HN03 = Bi(N03)3 + NO + 2Н20 2Bi + 6H2SO4 = Bi2(S04)3 +3S02 + 6H20 В природе фосфор встречается в виде минералов: фосфорита Саз(Р04)2 и апатитов ЗСаз(Р04)2 CaF2; ЗСаз(Р04)2 Са(ОН)2. Из природных соединений фосфор получают восстановлением углем в электрических печах при температуре 1500-2000 °С по реакции: 2Са3(Р04)2 + 6Si02 + 10С = 6CaSi03 + 10СO + Р4 Известно несколько аллотропных модификаций фосфора: белый, фиолетовый, черный и другие. Белый фосфор имеет молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Очень токсичен. Доза 0,1 г смертельна для человека. Белый фосфор очень активен, самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Применяемый в лаборатории красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных форм.Химическая активность фосфора выше, чем азота. Он взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, металлами. С водородом фосфор образует два соединения: фосфин, РН3, и дифосфин, Р2Н4. Фосфин, РНз, — бесцветный газ с неприятным запахом, токсичен, термически устойчив. Молекула фосфина менее полярна, чем молекула аммиака. Основные и электронодонорные свойства фосфина проявляются очень слабо, поэтому он образует соли фосфония только с очень сильными кислотами. Водородные связи между молекулами РНз практически не проявляются, поэтому температуры кипения и плавления фосфина ниже, чем аммиака. Дифосфин, Р2Н4, — жидкость, с т. кип. +52 °С. Сильный восстановитель, самовоспламеняется на воздухе. Основных свойств не проявляет. Фосфор образует два оксида. Оксид фосфора(Ш), Р20з, получают медленным окислением фосфора при недостатке кислорода. При избытке кислорода получают оксид фосфора(У), Р205. Оба оксида при обычных условиях твердые, бесцветные летучие вещества. Существуют в виде нескольких модификаций: димеры Р4О6 и Р4О10, имеющие молекулярные решетки, и полимеры. Молекулы димеров состоят из четырех тетраэдров, соединенных через атомы кислорода. Оксид фосфора(5), фосфорный ангидрид, очень легко присоединяет воду и применяется как водоотнимающее средство. В природе мышьяк, сурьма и висмут встречаются в виде сульфидов (AS2S3 — аурипигмент, AS4S4 — реальгар, Sb2S3— сурьмяный блеск, ВI2Sз — висмутовый блеск), а также в виде примесей в других минералах. В обычных условиях металлические модификации мышьяка, сурьмы и висмута устойчивы по отношению к кислороду и воде. При действии на эти соединения водой или кислотой выделяются газообразные водородные соединения — арсин, стибин, висмутин: Na33 + НС1 = 3NaCl + ЭН3, Устойчивость водородных соединений уменьшается от арсина к висмутину, который разлагается уже в момент получения. Эти соединения являются сильными восстановителями: AsH3 + 8HN03 = H3As04 + 8NO2 + 4Н20В отличие от аммиака и фосфина они не проявляют основных свойств. Качественной реакцией на мышьяк является проба Марша: восстановление мышьяка из любого его соединения до арсина цинком, 4Zn + Na3As04 + 11НС1 = AsH3 + 4ZnCl2 + 3NaCl + 4H20 и дальнейшее разложение его при нагревании до металлического мышьяка: 2AsH3 = As + ЗН2



Поделиться:




Поиск по сайту

©2015-2024 poisk-ru.ru
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2018-01-27 Нарушение авторских прав и Нарушение персональных данных


Поиск по сайту: