Программа для поступающих в вузы (ответы)

усиливаются. Из металлов побочных подгрупп наибольшее практическое значение

имеют медь, цинк, титан, хром, железо. Свойства соединений железа и хрома

рассмотрим подробнее.

Железо проявляет степени окисления +2, +3, +6. Железо в бинарных

соединениях проявляет степени окисления +2, +3 и образует оксиды FeO и

Fe2O3. Эти оксиды – твердые вещества, с большой долей нестехиометрии,

практически нерастворимы в воде и щелочах, что свидетельствует об основном

характере проявляемых свойств (только Fe2O3 – амфотер). При нагревании

совместно с восстановителем (Н2, СО, С и др.) оксид FeO восстанавливается

до металла, а при обычном нагревании переходит в оксид Fe2O3 или Fe3O4.

Оксид Fe2O3 взаимодействует со щелочами, оксидами и карбонатами различных

металлов (обычно при сплавлении) с образованием ферритов – солей железистой

кислоты НFeO2, не выделенной в свободном состоянии:

Fe2O3 + 2NaOH > 2NaFeO2 + H2O.

При добавлении щелочей к растворам, содержащим Fe2+, выпадает осадок

гидроксида Fe(ОН)2. Гидроксид железа Fe(ОН)2 желтовато-белого цвета, на

воздухе легко превращается в бурый Fe(ОН)3:

4Fe(ОН)2 + О2 + Н2О > 4Fe(ОН)3.

Fe(ОН)2 легко растворим в кислотах, но под действием сильно

концентрированных щелочей образуют соединения типа Na2[Fe(OH)4]. При

нагревании без доступа воздуха Fe(ОН)2 превращаются в FeO. Гидроксид

Fe(ОН)3 выпадает в осадок при действии щелочей на растворы солей Fe3+. Для

него характерны амфотерные свойства:

Fe(ОН)3 + 3HCl > FeCl3 + 3H2O;

Fe(ОН)3 + 3KOH > K3[Fe(OH)6].

При окислении Fe(ОН)3 в щелочной среде образуются ферраты – соли не

выделенной в свободном состоянии железной кислоты Н2FeO4:

2Fe(ОН)3 + 10KOH + 3Br2 > 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O.

Ферраты являются очень сильными окислителями.

Хром образует пять оксидов (+2, +3, +4, +5, +6). Все оксиды при обычных

условиях – твердые вещества. Наиболее устойчивый – Cr2O3, он может быть

получен при непосредственном взаимодействии простых веществ. Остальные

оксиды получаются косвенным путем. Низшие оксиды – сильные восстановители и

обладают кислотными свойствами. С ростом СО наблюдается увеличение

кислотных свойств. Так, Cr2O3 – амфотер, CrO3 – типичный кислотный оксид со

свойствами сильнейшего окислителя. CrO3 при растворении в воде образует

хромовую кислоту Н2CrO4 или дихромовую кислоту Н2Cr2O7, которые являются

кислотами средней силы и существуют только в водных растворах. Соли этих

кислот являются сильными окислителями. При действии на растворы солей Cr2+

щелочей выпадает малорастворимое основание Cr(ОН)2, являющееся (как и соли

Cr2+ ) сильным восстановителем. Cr(ОН)2 уже на воздухе окисляется до

Cr(ОН)3, который представляет собой зеленовато-серый студенистый осадок.

Cr(ОН)3 – амфотер, при взаимодействии со щелочами образует гидроксохромиты

типа Mn[Cr(OH)n+3] (n=1, 2, 3 и растет с увеличением концентрации щелочи).

При прокаливании эти соли обезвоживаются и переходят в безводные хромиты,

являющиеся солями не выделенной в свободном состоянии хромистой кислоты

НСrO2. Хромиты образуются также при сплавлении Cr2O3 или Cr(ОН)3 со

щелочами или основными оксидами. При растворении Cr(ОН)3 в кислотах

образуются соответствующие соли Cr3+.

Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в

лаборатории, его использование.

Водород – первый элемент и один из двух представителей первого периода

системы. По электронной формуле 1s№ он формально относится к s-элементам и

является типовым аналогом типических элементов 1 группы (лития и натрия) и

собственно щелочных металлов. Водород и металлы 1А-группы проявляют степень

окисления +1, являются типичными восстановителями. Однако в состоянии

однозарядного катиона Н+ (протона) водород не имеет аналогов. В металлах 1А-

группы валентный электрон экранирован электронами внутренних орбиталей. У

атома водорода отсутствует эффект экранирования, чем и объясняется

уникальность его свойств.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного

электрона до электронной структуры последующего благородного газа.

Действительно, водород, подобно галогенам, проявляет степень окисления –1 и

окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному

состоянию и по составу молекул Э2.

Давно известно, что реакционная способность водорода резко повышается,

если его использовать в момент выделения. В этом случае химически реагируют

не молекулы, а атомы водорода. Атомарный водород уже при комнатной

температуре восстанавливает перманганат калия, реагирует с кислородом,

многими металлами и неметаллами.

Молекула водорода представляет собой пример простейшей молекулы,

состоящей из двух атомов, связанных ковалентной связью. Вследствие большой

прочности и высокой энергии диссоциации распад молекул водорода на атомы

происходит в заметной степени лишь при температуре 2500є.

Интересной особенностью молекулярного водорода является наличие в смеси

двух видов молекул. Обе модификации отличаются друг от друга направлением

собственного момента вращения протонов. В орто-форме о-Н2 оба протона

вращаются вокруг своей оси в одинаковых направлениях, т.е. спины ядер

параллельны (^^). У пара-формы п-Н2 ядра вращаются в противоположных

направлениях и спины антипараллельны (^v). Существование орто- и пара-

водорода – пример новой разновидности аллотропии.

При нормальных условиях водород представляет собой очень легкий (в 14,32

раза легче воздуха) бесцветный газ без вкуса и запаха. Плотность его при 0є

равна 0,0000899 кг/л. Из всех газов водород обладает наибольшей

теплопроводностью. Водород очень трудно сжижается. Точки

кипения

(-252,56є) и плавления (-259,1є) отстоят друг от друга всего на 6,5є.

Жидкий водород – прозрачная, бесцветная, неэлектропроводная жидкость.

Водород плохо растворяется в воде, еще хуже в органических растворителях.

Небольшие количества водорода растворимы во всех расплавленных металлах.

Исключительная прочность молекул водорода обусловливает высокие энергии

активации химических реакций с участием молекулярного водорода. При обычных

условиях водород взаимодействует только со фтором и при освещении с хлором.

При нагревании же молекулярный водород вступает в химическое взаимодействие

со многими металлами, неметаллами и сложными веществами.

1. H2 + 2Na > 2NaH

2. H2 + I2 > 2HI

3. H2 + PbO > Pb + H2O

В лабораторных условиях водород получают действием цинка на соляную или

серную кислоту.

Крупным потребителем водорода в химической промышленности является

производство аммиака, львиная доля которого имеет на производство азотной

кислоты и минеральных удобрений. Кроме того, водород широко используется

для синтеза хлороводорода и метанола. Значительные количества водорода

расходуются в процессах каталитической гидрогенизации жиров, масел, углей и

нефтяных прогонов. Пламя водорода достигает 2700є С, благодаря чему он

применяется при сварке и резке тугоплавких металлов и кварца.

Восстановительная способность водорода используется в металлургии при

получении металлов из их оксидов и галогенидов. Жидкий водород применяют в

технике низких температур, а также в реактивной технике как одно из

наиболее эффективных реактивных топлив.

Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической системе и

строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства. Хлороводород.

Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид-ион.

К 7А группе относятся элементы фтор, хлор, бром, йод, астат. Эти

элементы принято называть галогенами. Почти все способы получения свободных

галогенов основаны на окислении их отрицательных ионов различными

окислителями или под действием электрического тока. В промышленности Br2 и

I2 получают окислением бромидов и иодидов природной воды хлором, в

лаборатории – окисление различными сильными окислителями соляной кислоты,

бромидов, иодидов:

16HCl + 2KMnO4 > 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O;

2NaBr + Cl2 > Br2 + 2NaCl;

2NaI + MnO2 + 2H2SO4 > I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O.

Химическая активность простых веществ галогенов чрезвычайно высока. Они

проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируют с металлами,

большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная

способность уменьшается в ряду F2 – At2. Фтор – один из сильнейших

окислителей, с большинством простых веществ реагирует бурно уже при обычной

температуре, с некоторыми из них (S, P) – даже при температуре жидкого

воздуха (-190? С); окисляет инертные газы (Kr, Xe, Rn) и такие стойкие

соединения, как вода и SiO2. Бром, йод, астат окисляются при действии

сильных окислителей, хлор – только при взаимодействии с фтором. Способность

окисляться повышается в ряду Br2 – At2. Для хлора, брома, йода характерны

реакции диспропорционирования; способность к диспропорционированию

уменьшается в ряду Cl2 – I2.

Э2 + H2 > 2HЭ

Э2 + Hal2 > ЭHal

F2 + O2 > O2F2

Э2 + S > SxЭy

3F2 + N2 > 2NF3

Э2 + P > PЭ3, PЭ5

2F2 + C > CF4

Э2 + Me > MeЭ, MeЭ2…

2F2 + 2NaOH > OF2 + 2NaF + H2O

Э + NaOH > NaЭ + NaЭO

2F2 + H2O > 2HF + OF2

Э + H2O > HЭ + HЭO

I2 + HNO3(к) > HIO3 + NO2 + H2O

Из бинарных соединений галогенов наибольшее значение имеют соединения

галогенов с водородом. Галогенводороды – газы (кроме НF), хорошо

растворимые в воде; НF – сильно дымящая на воздухе жидкость, ядовитая, в

воде растворяется неограниченно. В растворе НF молекулы ассоциированы за

счет водородных связей. Термическая устойчивость в ряду НF – НI резко

падает.

Водные растворы НГ (кроме НF) – сильные кислоты; НF – кислота средней

силы. HBr и HI – восстановители; HCl окисляется при действии сильных

окислителей; газообразный хлорид водорода окисляется кислородом при

нагревании в присутствии катализатора:

2HBr + H2SO4(к) > Br2 + SO2 + 2H2O;

8HI + H2SO4(к) > 4I2 + H2S + 4H2O.

Фтористый водород и плавиковая кислота разрушают кварц и стекло в

результате образования газообразного SiF4:

4HF(г) + SiO2 > SiF4 + 2H2O;

6HF(р-р) + SiO2 > H2[SiF6] + 2H2O.

Все соединения галогенов с кислородом, исключая ОF2,- кислотные оксиды.

Cl2O, Cl2O7, I2O5 при взаимодействии с водой образуют соответствующие

кислоты. ClO2 и Cl2O6 диспропорционируют и образуют две кислоты.

Кислородные соединения галогенов – сильные окислители. Для оксидов хлора в

промежуточных степенях окисления характерны реакции диспропорционирования.

Все гидроксиды галогенов хорошо растворимы в воде, HClO4, HIO3, H5IO6

известны в свободном виде. HIO – слабый амфотер с преобладанием основных

свойств, остальные гидроксиды галогенов – кислоты. Оксокислоты – сильные

окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением СО и

порядкового номера галогена (при одинаковой СО):

2HBrO3 + 4SO2 + 3H2O > 4H2SO4 + Br2O.

Для НГО, HСlO2, HСlO3 характерны также реакции диспропорциони-рования.

3НГО > HГO3 + НГ

Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы

периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства.

Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и

химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты.

Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и

быту.

К 6А группе относятся элементы: кислород, сера, селен, теллур, полоний.

Все элементы обладают хорошей химической активностью. Наиболее химически

активным является кислород. Он взаимодействует непосредственно со всеми

простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и

благородных газов, образуя оксиды. Наиболее активные щелочные металлы (K,

Rb, Cs) образуют при этом надпероксиды ЭО2, а Na – пероксид Na2О2. Кислород

окисляется только при взаимодействии с фтором. В отличие от кислорода S,

Se, Te, Po могут окисляться и восстанавливаться. При умеренном нагревании

они активно взаимодействуют со многими простыми веществами, при сплавлении

– со многими металлами, довольно легко окисляются кислородом и галогенами.

В ряду S – Po способность окисляться усиливается, способность

восстанавливаться уменьшается. При кипячении в растворах щелочей S, Se и Te

диспропорционируют, при нагревании реагируют с кислотами-окислителями. С

кислотами-неокислителями – не реагируют. Po взаимодействует с кислотами как

типичный металл. S, Se, Te могут растворяться в растворах своих анионов Э2-

с образованием полианионов Эn2-.

Э + H2 > H2Э (PoH2, Te)

Э + Hal2 > ЭHal2, ЭHal4

Э + O2 > ЭO2

Э + S > SO2, PoS

O + N2 > NO

Э + P > ЭxPy

Э + C > CЭ2 (Po)

Э + Me > Me2Э, Me2Э2

Po + HCl > PoCl2

Э + H2SO4(к) > ЭO2 (PoSO4)

Po + H2SO4(р) > PoSO4

Э + NaOH > Na2Э + Na2ЭO3 (Po)

Po + HF > PoF2

Э + H2O > S-(H2S + H2SO3), Te-(TeO2), (Se, Po)

Э + HNO3(р) >

Э + HNO3(к) > S-(H2SO4), Se, Te-(H2ЭO3), (Po(NO3)4).

Рассмотрим подробнее соединения серы. С водородом этот элемент образует

соединение состава H2S. Это слабая двухосновная кислота; сильный

восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: в растворах – до

простых веществ, при сжигании – до оксидов. Она может быть получена

взаимодействием простых веществ или действием разбавленных кислот на соли.

Известны два ряда соединений серы с металлами – сульфиды и полисульфиды.

Все сульфиды, исключая сульфиды щелочных, щелочноземельных металлов и

аммония, не растворимы в воде. Сульфиды тяжелых металлов окрашены в

различные цвета. Растворимые сульфиды получаются нейтрализацией щелочей

сероводородной кислотой и восстановлением сульфатов углем, нерастворимые

сульфиды - синтез из простых веществ, а также обменная реакция. В водном

растворе сульфиды гидролизуются; некоторые из них необратимо. Многие

нерастворимые в воде сульфиды растворяются в кислотах-неокислителях.

Сульфиды, ПР которых очень мало, нерастворимы в кислотах-неокислителях, но

растворимы в концентрированной азотной кислоте, царской водке. Все сульфиды

– восстановители.

Сера образует три оксида: SO, SO2, SO3. Первый из них – бесцветный газ,

разлагающийся уже при комнатной температуре. SO2, SO3 являются кислотными

оксидами. SO2 получают в промышленности обжигом сернистых руд, в

лаборатории – действием сильных кислот на сульфиты; SO3 – окисление SO2 в

присутствии катализатора. SO2 в зависимости от условий может

восстанавливаться и окисляться, для него характерны реакции

диспропорционирования.

Эти оксидам соответствуют гидроксиды – кислоты. Н2SO3 получают

растворением SO2 в воде. Серную кислоту в промышленности получают двумя

способами: контактным и нитрозным. Контактный заключается в производстве

SO2, окислении его в SO3 и превращении его в Н2SO4. SO2 получают в основном

обжигом пирита. Полученный SO2 подвергают тщательной очистке. После очистки

SO2 в смеси с воздухом поступает в контактный аппарат, где под действием

катализатора V2O5 окисляется в SO3. SO3 затем растворяют в конц. Н2SO4,

получая тем самым олеум. При нитрозном способе SO2 окисляют оксидом азота

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12