Лекция (13) (1097138)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

Лекция 12Химия элементов 15 группы(продолжение)Металлы: общие свойства. Непереходныеи переходные металлы. Переходныеметаллы 4 – 7 группГалина Петровна Жмуркок.х.н., доцентКафедра общей химииХимический факультет МГУ2014КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТАN 2ONON 2O 3NO2(N2O4)N 2O 5HNO2HNO3азотистаякислотаазотнаякислотаЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 20142АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO31.

ПолучениеI 2NH3 + 3O2 = 2NO + 3H2OII 2NO + O2 = 2NO2III 3NO2 + 3H2O = 2HNO3 +NOΔH ≈ 580 кДжΔH ≈ 115 кДжΔH ≈ 70 кДжконцентрированиеHNO3 (60%)      HNO3 (68,5% азеотроп)HNO3(безв.) ж, tпл. = 41,6С, tкип. = 82,6С2. Свойства1) конц. и безводная. разлагаются на свету и при t4HNO3  4NO2+ 3H2O + O22) сильная кислотаHNO3(р.) = H+ + NO3–Жмурко Г.П.

Кафедра общей химии.МГУ. 20143АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO33) сильный окислительМеталлы (все кроме Au, Pt, Rh, Os, Ir, Ru )(безводная пассивирует Al, Cr, Fe и др.)восстанавливается до NO2, NO, N2O, N2, NH4+HNO3(конц.) NO2 (все металлы)HNO3(20-60%)  NO (все металлы)HNO3(< 20%) N2O,N2, NH4+ (активн.металлы)Неметаллыдо макс.CО(медленно,при нагревании)(HNO3 NO, NO2)Сложные веществаСuS + 10HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O(HNO3 NO, NO2)4) «царская водка» (HNO3 + HCl = 1:3)Растворяет Au, Pt и др. благородные металлыЖмурко Г.П.

Кафедра общей химии.МГУ. 20144АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO35) Соли  нитратыа) хорошо растворимыб) термически нестабильны2KNO3 = 2KNO2 + O2↑Pb(NO3)2 = PbO + 2NO2↑ + ½ O2↑2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑ + O2↑6) Применениеа) получение аммиачной селитры NH4NO3 (75%)2NH4NO3 = 2N2 + O2 + 4H2Oб) для производства органических веществв) в металлургииЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 20145АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO21. Свойства1) неустойчива, существует в растворах при низких t3HNO2  HNO3 + H2O + 2NO (при комн.

t)2) слабаяHNO2 ⇄ H+ + NO2–K = 4·10–42. Соли  нитриты1) ЩМ и ЩЗМ устойчивы и хорошо растворимы,переходных Ме неустойчивы и плохо растворимы2) ГидролизуютсяNO2– + H2O  HNO2 + OH– рН > 73) Окислительно-восстановительные свойстваокислительные2НNO2 + 2I– + 2H+ = I2 + 2NO + 2H2Oвосстановительные5HNO2– + 2MnO4– + 6H+ = 5NO3– + 2Mn2+ + 3H2OЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 20146КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ФОФОРАP4O6 оксид фосфора(III), фосфористый ангидридбел. кр. вещество, tпл.=23,8СP4O6 + 6H2O = 4H3PO3H3PO3 фосфористая кислотаH3PO3 ⇄ H+ + H2PO3–,K1 = 5,0·10–2H2PO3– ⇄ H+ + HPO32–, K2 = 2,0·10–7восстановительные свойстваH3PO4 + 2H+ + 2e = H3PO3+H2OE= –0,28 В2H3PO3 + O2 = 2H3PO4Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.

МГУ. 20147КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ФОФОРАP4O10 оксид фосфора(V), фосфорный ангидридбел. кр. вещество, гигроскопичный, возг. 360С (1атм)H3PO4 ортофосфорная кислотаH3PO4 ⇄ H+ + H2PO4–K1 = 6,9·10–3H2PO4– ⇄ H+ + HPO32– K2 = 6,2·10–8HPO42– ⇄ H+ + PO43–K3 = 4,8·10–13СолиСредние  фосфатыNa3PO4Кислые  гидрофосфаты Na2HPO4дигидрофосфаты NaH2PO4Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 20148КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ФОФОРАСреда растворов фосфатовKрНPO43– + H2O ⇄ HPO42– + OH–2·10–212HPO42– + H2O ⇄ H2PO4– + OH–2·10–710HPO42– + H2O ⇄ H3О+ + PO43–5∙10–13H2PO4– + H2O ⇄ H3PO4 + OH–2∙10–13H2PO4– + H2O ⇄ H3О+ + HPO42–6∙10–8Фосфатый буфер10NaH2PO4 + Na2HPO4CH PO CкрH  рK к  lg рKH PO   lg 2 424CсCHPO 24Буферное действиеН+Н+ + НРО42– → Н2РО4–ОН–ОН– + Н2РО4– → НРО42–+ Н2ОЖмурко Г.П.

Кафедра общей химии. МГУ. 20149НЕПЕРЕХОДНЫЕ И ПЕРЕХОДНЫЕ МЕТАЛЛЫНепереходныеПереходныеМакс. степень окисленияМакс. СО равна № группыМакс. СО в 3 – 8 группах равна №в 9 –12 группах меньше №Устойчивость высшей СОПо группе уменьшаетсяПо группе увеличиваетсяФизические свойстваНизкие Тпл. и Ткип.Низкая механич. прочность(в связи участвуют е− внешнегоуровня)Высокие Тпл. и Ткип.Высокая механич. прочность(в металлической связи участвуют е−внешнего уровня и предвнешнегоd-подуровня)Взаимодействие с кислородомРеагируют на воздухеПри высокой температуреЖмурко Г.П.

Кафедра общей химии. МГУ. 201410ПЕРЕХОДНЫЕ МЕТАЛЛЫРаспространенностьРяд123>1%345678910111221222324252627282930ScTiVCrMnFeCoNiCuZn39404142434445464748YZrNbMoTcRuRhPdAgCd57727374757677787980LaHfTaWReOsIrPtAuHg10–2 >1 %10–4 > 10–2 %Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014<10–4 %11ПЕРЕХОДНЫЕ МЕТАЛЛЫИзменение1 ряд2 ряд3 рядrат. (пм) по ряду и группеScTi164146YZr181160LaHf18715914f-металловлантаноидное сжатие…Mn…130…Tc…136…Re…137Ce PrNiCuZn124128139PdAgCd138144156PtAuHg139144160Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho ErЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014Tm Yb Lu12ПЕРЕХОДНЫЕ МЕТАЛЛЫОбщие свойства1.

Различные степени окисления +1, +2, ….+n (исключениеSc, Y).Стабильность высшей СО по группевозрастает.2. Высокие прочность, твердость, Тпл., Ткип. (d-связывание).3. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов+1, +2 — основные (CrO)+3, +4 — амфотерные (Cr2O3)> +4 — кислотные (CrO3)4. Склонность к комплексообразованиюЖмурко Г.П.

Кафедра общей химии.МГУ. 2014134 ГРУППАTi,Zr,Hf(n-1)d2ns21. Степени окисленияTi — +4, +3Zr — +4, (+3)Hf — +4, (+3)2.Устойчивость СО +4возрастаетХимические аналогиTiZrHfРадиусы, пм146160159T пл.С1667185722303. Особые свойстваZr не поглощает нейтроны (для оболочек реакторов)Hf поглощает нейтроны (стержни для остановки реакторов)Ti коррозионностойкий (1000 лет 20мкн (расчет))Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.

МГУ. 2014144 ГРУППА4. Взаимодействие с кислотами (Е < 0)HCl, H2SO4,разб. при комнатной t не реагируют (оксидная пленка) при нагревании2Ti + 6H+ = 2Ti3+ + 3H2 (Ti(H2O)63+ фиолетовый)Zr, Hf – не реагируютHNO3,конц.Ti, Zr, Hf – не реагируют (при обычных условиях)H2SO4,конц.медленноH2[М(SO4)3] + 2SO2 + H2O(М = Ti, Zr, Hf)Кафедра общей химии. МГУ. 2014М + 5H2SO4,конц. =Жмурко Г.П.154 ГРУППАHFконц.М + 6HFконц. = H2[МF6] + 2H2(М = Ti, Zr, Hf)5. Взаимодействие с щелочамипри комнатной to не реагируютпри нагревании с конц. щелочьюTi + 2NaOHконц.

+ H2Oмедленно=Na2TiO3 + 2H2титанат натрияZr, Hf – не реагируютЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014164 ГРУППАСоединения титана в СО (+3)1. Оксид Ti2O3 (в воде не растворим)2. Гидроксид Ti(OH)3 получают косв. путемTi3+ + 3OH– = Ti(OH)3Оснóвный, восстановитель4Ti(OH)3 + O2 + 2H2O = 4Ti(OH)4Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014174 ГРУППАСоединения титана в СО (+4)1. Оксиды (химически инертны)ОксидTiO2ZrO2HfO2fGo, кДж/моль–959–1115–11362. ГидроксидыTiCl4MО2nH2O — получают косв.

путем tкип. = 136,5СTiCl4 + 4NaOH = Ti(OH)43. Галогениды МГ4Титановая кислота MO2nH2Oне раств. в кислотах и щелочах(М - Ti, Zr, Hf; Г – Cl, Br, I)молекулярная структура (низкие Тпл., Ткип.)МГ4+ H2O = МO2H2O + HГЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014185 ГРУППАV,Nb,Ta(n-1)d3ns21.

Степени окисленияV — +5, +4, (+3, +2)Устойчивость СО +5возрастаетNb — +5, +4, (+3)Ta — +5, +4, (+3)Химические аналогиVNbTaРадиусы атомов, пм134145146T пл.С1920246730772.Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014195 ГРУППА3. Взаимодействие с кислотами (Е < 0)HCl, H2SO4,разб.V, Nb, Ta — не реагируютHFМ + 12HF = 2H[МF6] + 5H2(М = V, Nb, Ta)HNO3,конц. H2SO4,конц.V + 6HNO3,конц.

= VO2NO3 + 5NO2 + 3H20V + 6H2SO4,конц. = (VO2)2SO4 + ……..VO2+ ванадин-ион4. Взаимодействие с щелочамиV, Nb, Ta — не реагируютЖмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 2014205 ГРУППАОксиды М2О5Метаванадиевая кислота1) Растворимость в водеV2O50,07 г/лV2O5+ H2O = 2HVO3Nb2O5, Ta2O5 не растворяются2) Кислотно-основные свойстваV2O5 амфотерныйкислотные св-ваV2O5 + 6NaOH = 2Na3VO4 + 3H2Oосновные св-ваV2O5 + 2H+ = 2VO2+ + H2ONb2O5, Ta2O5 не взаимод. с кислотами и щелочамиЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014215 ГРУППАОксиды МО21) Растворимость в водеVO2, NbO2, TaO2 не растворяются2) Кислотно-оснóвные свойстваVO2 амфотерныйкислотные св-ваVO2 + 2NaOH = Na2VO3 + H2Oоснóвные св-ваVO2 + H2SO4 = VOSO4 + H2OVO2+ ванадил-ион[VO(H2O)5]2+ — пентаакванадилVO(OH)2 — гидроксид ванадия(IV)NbO2, TaO2 не реагируют c кислотами и щелочамиЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ.

2014225 ГРУППАОксиды V2О3 и VO1) Не растворяются в воде2) Кислотно-оснóвные свойстваV2O3 и VO оснóвные (раств. в кислотах)V2O3 + 3H2SO4 = V2(SO4)3 + 3H2OVO + H2SO4 = VSO4 + H2O3) Сильные восстановителиСоединения ванадия в различных СОЖмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 2014236 ГРУППАCr, Mo, W1. Основные степени окисленияСr — +6, +3, (+2)Mo — +6, (+3)Устойчивость СО +6возрастаетW — +6, (+3)Cr2.MoWЭлектронная конфигурация3d54s14d55s15d46s2Радиусы атомов, пм127139140T пл.С187526203395Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014246 ГРУППА3.

Взаимодействие с кислотамиHCl, H2SO4,разб.Cr + 2H+ = Cr 2+ + H2 (без доступа воздуха)2Cr + 6H+ = 2Cr3+ + 3H2 (на воздухе)Mo, W ≠H2SO4,конц. при комнатной to не реагируютпри нагревании(+3)2Cr + 6H2SO4,конц. = Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O,(+6)Mo + 4H2SO4,конц. = H4[Mo(SO4)O4] + 3SO2↑ + 2H2OW + H2SO4,конц.

≠Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 2014256 ГРУППАHNO3 при комнатной to не реагируютпри нагреванииCr + 6HNO3 ≠M + 2HNO3,конц = MO3 + 2NO↑ + H2O(M = Mo, W)4. Взаимодействие с растворами щелочейCr, Mo, W не реагируютЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014266 ГРУППАСоединения в СО +61.

Оксиды МО31) УстойчивостьCrO3 — нестабилен (разл. Cr2O3)MoO3, WO3 — термически устойчивы2) Растворимость в водеCrO3 растворяется в водеMoO3, WO3 не растворяются2. КислотыCrO3 + H2O = H2CrO4 хромовая К1  10–1; К2  10–7Существуют только в растворахCrO3 + H2O = H2Cr2O7 дихромоваяК2  10–2MoO3H2O (HMoO4) молибденовая кислотаWO3H2O (HWO4) вольфрамовая кислотаЖмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 2014очень слабые276 ГРУППАСоединения в СО +63.

СолиБихроматыCr2O72–ХроматыМолибдатыCrO42–MoO42–Изополианион Сr2O72−Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014ВольфраматыWO42–Изополианион [М7О24]6−286 ГРУППАСоединения в СО +63. СолиБихроматыCr2O72–ХроматыCrO42–МолибдатыMoO42–ВольфраматыWO42–устойчивость СО +6 окислительная способность Cr2O72– + 6I– + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O5MoO42– + 10H+ + SO32– = Mo5O14↓ + SO42– + 5H2O5WO42– + Zn + 12H+ = W5O14↓ + Zn2+ + 6H2OЖмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014296 ГРУППАСоединения в СО +31.

Оксид Cr2О3 – не раствор. в воде, кислотах, щелочах2. Гидроксид Сr(OH)3 – получают косв. путемамфотерныйCr+3Н++Cr(OH)3+ОН–КЧ = 6[Cr(OH)4]–+2ОН–КЧ = 6[Cr(OH)6]3–[Cr(H2O)2(OH)4]–3. Соли –гидролизуются[Cr(H2O)6]3+ + H2O  [Cr(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ К  10–4Жмурко Г.П. Кафедра общей химии.МГУ. 2014306 ГРУППАСоединения в СО +34. Комплексы (КЧ = 6)[CrCl6]3–,[CrCN6]3–,[Cr(C2O4)3]3–, [Cr(NH3)6]3+медленноинертные[Cr(H2O)6]3+ + 6NH[Cr(NH3)6]3+3[Cr(H2O)6]3+ + 6OH–быстро[Cr(OH)6]3–Соединения хрома в СО +21.

Оксид CrО – не раствор. в воде2. Гидроксид Сr(OH)2 – получают косв. путем, оснóвный,восстановитель3. СолиCrSO45H2O, CrCl2 4H2O восстановителиЖмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 2014317 ГРУППАMn, Tc,Re(n-1)d5ns21. Основные С. О.Mn — +7, +6, +4, +2Tc — +7, +6, +4Устойчивость СО +7возрастаетRe — +7, +6, +4MnTcReРадиусы атомов, пм130136137T пл.С1245220031492.3. Взаимодействие с водойMn + 2H2O = Mn(OH)2 + H2 (ЕMn2+/Mn = –1,18 В)мелкодисперсныйЕTc2+/Tc = +0,40 В ЕRe3+/Re = +0,30 В32Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 20147 ГРУППА4.

Взаимодействие с кислотамиHCl, H2SO4,разб.Mn + 2H+ = Mn2+ + H2Tc, Re не реагируют5.HNO3,конц. H2SO4,конц.Mn ≠ (на холоду)3М + 7HNO3,конц. = 3HМO4 + 7NO + 2H2OTc, Re2М + 7H2SO4,конц. = 2HМO4 + 7SO2↑ + 6H2O6. Взаимодействие с щелочамиMn, Tc, Re не реагируютЖмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 2014337 ГРУППАСоединения в СО +71. Оксиды М2О7 и кислоты НМО4Устойчивость  Окислительная способность Mn2O7Tc2O7Re2O7HTcO4HReO4Сила кислот HMnO4~20% растворИндивидуальные в-ва2. СолиПерманаганатыMnO4–ПертехнетатыTcO4–Жмурко Г.П. Кафедра общей химии. МГУ. 2014ПерренатыReO4–347 ГРУППАСоединения в СО +6Соли – манганаты МО42– (в растворах диспропорционируют)3K2MnO4 + H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOHK = 1058Соединения в СО +4ОксидыMnO2TcO2ReO2в воде, кислотах, щелочах не растворяютсяокислительMnO2tMnO2 + 4HCl(конц.) = Cl2↑+ MnCl2 + 2H2Oвосстановитель MnO2 + Na2O2 = Na2MnO4TcO2, ReO2восстановители2МО2 + 3Н2О2 = 2НМО4 + 2Н2ОЖмурко Г.П.

Характеристики

Тип файла PDF

PDF-формат наиболее широко используется для просмотра любого типа файлов на любом устройстве. В него можно сохранить документ, таблицы, презентацию, текст, чертежи, вычисления, графики и всё остальное, что можно показать на экране любого устройства. Именно его лучше всего использовать для печати.

Например, если Вам нужно распечатать чертёж из автокада, Вы сохраните чертёж на флешку, но будет ли автокад в пункте печати? А если будет, то нужная версия с нужными библиотеками? Именно для этого и нужен формат PDF - в нём точно будет показано верно вне зависимости от того, в какой программе создали PDF-файл и есть ли нужная программа для его просмотра.

Список файлов лекций