Ответы на теорию по химии элементов (1106641), страница 13

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

Текст из файла (страница 13)

5. Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3), WO3, MoO3 – устойчивы.

Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде CrO4^2- -> Cr2O7^2-, при наличие OH-групп – наоборот. MoO3, WO3 с водой не реагируют. Слабые молибденовую и вольфрамовую кислоты получают косвенным путем.

Соли. В ряду CrO4^2-, MoO4^2-, WO4^2- возрастает устойчивость этой степени окисления и падают окислительные свойства. WO4^2- вольфрамат, MoO4^2- молибдат. Cr2O7^2- + 5I^- + 14H^+ = 2Cr^3+ + 3I2 + 7H2O; 5MoO4^2- + 10H^+ + SO3^2- = Mo5O14 + SO4^2- + 5H2O; 5WO4^2- + Zn + 12H^+ = W5O14 + Zn^2+ + 6H2O. Mo5O14, W5O14 – не растворимы, молибденовая и вольфрамовая синь.

Соединения СО + 3 (только Cr)

Оксид Cr2O3 не растворим в воде, кислоте, щелочах

Гидроксид Cr(OH)3 получают: CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl, он нерастворим и амфотерен: в кислой среде переходит в Cr(H2O)6^3+, в щелочной: [Cr(OH)4]^- и дальше в [Cr(OH)6]^3-

Соли гидролизуются: [Cr(H2O)6]^3+ + H2O = [Cr(H2O)5OH]^2+ +H^+

Cr образует комплексы, его координационное число равно 6. [CrCl6]^3-, [Cr(CN)6]^3-, [Cr(C2O4)3]^3-.

Соединения СО +2 (только Cr)

CrO, Cr(OH)3 – основные свойства, воостановители.

35// оксиды и гидроксиды металлов 6 групы в высших степенях окисления. Сравнительная характеристика окислительно-восстановительных свойств.

Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3), WO3, MoO3 – устойчивы.

Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде 2CrO4^2- + 2H^+ = Cr2O7^2- + H2O, при наличие OH-групп – наоборот. MoO3, WO3 с водой не реагируют. Слабые молибденовую и вольфрамовую кислоты получают косвенным путем: 2KOH + WO3 = K2WO4 + H2O

Соли. В ряду CrO4^2-, MoO4^2-, WO4^2- возрастает устойчивость этой степени окисления и падают окислительные свойства. WO4^2- вольфрамат, MoO4^2- молибдат. Cr2O7^2- + 5I^- + 14H^+ = 2Cr^3+ + 3I2 + 7H2O; 5MoO4^2- + 10H^+ + SO3^2- = Mo5O14 + SO4^2- + 5H2O; 5WO4^2- + Zn + 12H^+ = W5O14 + Zn^2+ + 6H2O. Mo5O14, W5O14 – не растворимы, молибденовая и вольфрамовая синь.

Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома: Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона: Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O; в щелочной – производные анионного комплекса: 2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде. Окислительные свойства производных Mo, W проявляютсялишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями.

36//

хром. Строение атома, проявляемые степени окисления и их устойчивость. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства оксидов и гидроксидов. Гидролиз солей хрома.

3d^5 4s^1. Характерные степени окисления хрома +3 и в меньшей степени +6, возможны также и другие. Типичное координационное число – 6 и 4. для СО +2 характерны катионные комплексы, для +3 и катионные и анионные, для +6 только анионные.

Хром реагирует с разб. HCl, H2SO4. Cr + HCl = CrCl2(синий-голубой) + H2 (без доступа воздуха); 2Cr + 6HCl = 2CrCl3(зеленый) + 3H2 (на воздухе); в конц. HNO3, H2SO4 – пассивируется.

Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3),

Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде CrO4^2- -> Cr2O7^2-, при наличие OH-групп – наоборот. Соли. Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома: Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона: Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O; в щелочной – производные анионного комплекса: 2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде.

Соединения СО + 3 –наиболее устойчивая.

Оксид Cr2O3 не растворим в воде, кислоте, щелочах

Гидроксид Cr(OH)3 получают: CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl, он нерастворим и амфотерен: в кислой среде переходит в Cr(H2O)6^3+, в щелочной: [Cr(OH)4]^- и дальше в [Cr(OH)6]^3-

Соли гидролизуются: [Cr(H2O)6]^3+ + H2O = [Cr(H2O)5OH]^2+ +H^+

Cr образует комплексы, его координационное число равно 6. [CrCl6]^3-, [Cr(CN)6]^3-, [Cr(C2O4)3]^3-.

Соединения СО +2

CrO, Cr(OH)3 – основные свойства, сильные восстановители.

37///кислоты хрома и их соли. Равновесие между хромат и дихромат ионами. Окислительно-восстановительные свойства хрома в разный степенях окисления.

Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3),

Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде 2CrO4^2- + 2H^+ = Cr2O7^2- + H2O, при наличие OH-групп – наоборот. Соли. Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома: Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона: Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O; в щелочной – производные анионного комплекса: 2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде.

Соединения СО + 3 –наиболее устойчивая.

Оксид Cr2O3 не растворим в воде, кислоте, щелочах

Гидроксид Cr(OH)3 получают: CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl, он нерастворим и амфотерен: в кислой среде переходит в Cr(H2O)6^3+, в щелочной: [Cr(OH)4]^- и дальше в [Cr(OH)6]^3-

Соли гидролизуются: [Cr(H2O)6]^3+ + H2O = [Cr(H2O)5OH]^2+ +H^+

Cr образует комплексы, его координационное число равно 6. [CrCl6]^3-, [Cr(CN)6]^3-, [Cr(C2O4)3]^3-.

Соединения СО +2

CrO, Cr(OH)3 – основные свойства, сильные восстановители.

38///металлы 7 группы. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Оксиды и гидроксиды металлов в высших степенях окисления. Сравнение с элементами 17 группы.

Mn, Tc, Re (Bh) (n-1)d^6 ns^2

1. Устойчивые степени окисления у Mn +2, +4, +6, +7, у Tc (+4), +7, у Re (+4), +7. Атомный радиус возрастает, но у Tc и Re почти одинаковый(следствие лантаноидного сжатия). Для Mn наиболее типичны координационные числа 6 и 4, для Tc и Re кроме того еще 7 и 8. С ростом степени окисления возрастает тенденция к образованию анионных комплексов, а катионных падает.

2. Простые вещества – серебристо-белые металлы. Температуры кипения и плавления растут. Химическая активность понижается (в ряду напряжения Mn до водорода, а Tc, Re – после). Мелкодисперсный Mn реагирует с водой: Mn + 2H2O = Mn(OH)2 + H2

3. Взаимодействие с кислотами

HCl, H2SO4(р): Mn + 2HCl = MnCl2 + H2

HNO3, H2SO4(к) пассивируют Mn.

У Tc, Rе электродные потенциалы перехода в M^2+, в отличие от марганца, больше нуля, поэтому: 3Tc + 7HNO3(р) = 3HTcO4 + 7NO + 2H2O; 2Re + 7HNO3(k) = 2HReO4 + 7NO2

4. Взаимодействие с щелочами – не реагируют

5. Соединения со +7

Устойчивость соединений от Mn к Re повышается. Оксид Mn2O7 взрывоопасен: 2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2. Tc2O7, Re2O7 – устойчивые кристаллич. Вещества. В водных растворах HMO4 – сильные кислоты (марганцевая, технециевая, рениевая), в ряду сила кислот уменьшается. Соли этих кислот называют перманганатами, пертехнатами и перренатами.

Сравнение ??????

39///марганец. Строение атома и проявляемые степени окисления (примеры соединений). Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Комплексы марганца (2).

3d^5 4s^2

1. Устойчивые степени окисления: +2, +4, +7, также существуют соединения и с другими со. Типичное координационное число – 6 и 4. С ростом степени окисления возрастает тенденция к образованию анионных комплексов, а катионных падает (усиливается кислотный характер бинарных соединений). Для химии марганца очень характерны окислительно-восстановительные реакции. Кислая среда способствует образованию Mn(II), щелочная – (6), а нейтральная (4) – чаще всего MnO2.

2. Mn(мелкодисперсный) + 2H2O = Mn(OH)2 + H2; Mn также реагирует с выделением Н2 с HCl и разб. H2SO4. Концентр. H2SO4 и HNO3 пассивируют Mn.

3. Соединения со +7

Mn2O7 – неустойчивый взрывоопасный, HMnO4 – марганцевая кислота, также очень неустойчива. Большинство ее солей, перманганатов, растворимы в воде. Соединения марганца (7) – сильные окислители. В зависимости от среди ион MnO4^- изменяется так: кислая срела: MnO4^- + 8H^+ + 5e = Mn^2+ + 4H2O нейтральная и щелочная среда: MnO4^- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH^0; сильнощелочная среда: MnO4^- + e = MnO4^2-; при нагревании перманганаты обычно разлагаются: 2KMnO4 = K2MnO4 = MnO2 = O2

4. Соединения со +6

Соли H2MnO4 – манганаты, существуют в растворах лишь при большом избытке щелочи, в противном случае – диспропорционируют: 3K2MnO4 + H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH, соединения Mn(6) – сильные окислители особенно в кислой среде: MnO4^2- + 4H^+ + 2e = MnO2 + 2H2O

5. Соединения со +4

MnO2 – наиболее устойчивое соединение марганца. Оно не растворяется в воде, кислотах, щелочах, но по химической природе – амфотерен. Марганец(4) проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства: MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2O; MnO2 + Na2O2 = Na2MnO4

6. Соединения со +2

MnO и Mn(OH)2 – проявляют в основном основные свойства. При действии окислителей проявляют восстановительные свойства: Mn(OH)2 + O2 = MnO2 + H2O, сильные окислители (PbO2 в кислой среде) способны перевести Mn (II) в Mn(VII). Координационное число равно 6. Для Mn(II) характерны катионные комплексы, однако при взаимодействии с призводными щелочных металлов образуются анионные: 4KF + MnF2 = K4[MnF6]. Катионные комплексы имеют вид: [MnCl(OH)5]^+. Манганаты часто образуют кристаллогидраты.

40///марганцевая кислота и ее соли. Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от pH среды (примеры).

HMnO4 – марганцевая кислота, очень неустойчива, в водном растворе сильная кислота. Большинство ее солей, перманганатов, растворимы в воде, ион MnO4^- - красно-фиолетового цвета. Соединения марганца (7) – сильные окислители. Например при соприкосновении с Mn2O7 эфир и спирт воспламеняются. В зависимости от среди ион MnO4^- изменяется так: кислая срела: MnO4^- + 8H^+ + 5e = Mn^2+ + 4H2O нейтральная и щелочная среда: MnO4^- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH^0; сильнощелочная среда: MnO4^- + e = MnO4^2-; при нагревании перманганаты обычно разлагаются: 2KMnO4 = K2MnO4 = MnO2 = O2

41//. железо, кобальт, никель. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Химическая активность металлов. Оксиды и гидроксиды металлов в различных степенях окисления, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

Fe 3d^6 4s^2; Co 3d^7 4s^2; Ni 3d^8 43^2

1. Устойчивые степени окисления: Fe – (+2), +3, (+6); Co +2,(+3); Ni +2. Радиус атома в ряду уменьшается. Сравнивая электродные потенциалы перехода из со +3 в со +2 у Fe (0,72) и Co (1,92) делаем вывод, что Fe(III) более устойчив, чем Fe(II). Co(III) – сильный окислитель.

2. Взаимодействие с кислотами

HCl, H2SO4 (разб): (все 3 металла) M + 2H^+ = M^2+ + H2

HNO3 (разб 30%): Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O; 3Co(Ni) + 8HNO3 = 3Co(Ni)(NO3)2 + 2NO + 4H2O

HNO3(k), H2SO4(k): на холоде пассивируются, при нагревании: Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O; Co(Ni) + 4HNO3 = Co(Ni)(NO3)2 + 3NO2 + 2H2O

3. Взаимодействие с щелочами – не реагируют

4. Коррозия железа: 4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3; Fe^3+ + 3e = Fe (E = -0,12); Cu^2+ + 2e = Cu (E = 0,31) Cu – окислитель, поэтому он усиливает коррозию, Zn^2+ + 2e = Zn (E = 0,76) Zn – восстановитель, поэтому он ослабляет коррозию.

5. Железо – металл средней химической активности (во влажном воздухе легко окисляется). Кобальт несколько уступает железу (устойчив в обычных условиях, с O2 реагирует при 300 градусах цельсия). Никель еще менее активен (реакция с О2 при 500 градусах).

6. Соединения со +2.

Оксиды ЭО – тугоплавкие, не растворимы в воде и щелочах, но реагируют с кислотами проявляя основные свойства: ЭО + 2Н^+ = Э^2+ + H2

Гидроксиды Э(ОН)2 получают: M^2+ + 2OH^- = M(OH)2 это не очень слабые электролиты, их соли слабо гидролизуются, они проявляют основные ствойства в рекциях нейтрализации с кислотами. Восстановительная способность от железа к никелю уменьшается: Fe(OH)2(белый) + O2 (воздуха) = Fe(OH)3 (бурый); Co(OH)2 (розовый) + H2O2 = Co(OH)3 (бурый); Ni(OH)2 (зеленый) + Br2 + OH^- = Ni(OH)3 (черный).

Соединения со +3.

Fe(OH)3. Основные свойства: Fe(OH)3 + 3H^+ = Fe^3+ + 3H2O; кислотные свойства: Fe(OH)3 + xOH^- = [Fe(OH)3+x]^-x+3 (условия: нагревание, концентрир. Щелочь) в нейтральных растворах соли железа (3) гидролизуются в заметной степени (окраска становится желто-коричневой) соединения Fe(III) проявляют окислительные свойства.

42//железо. строение атома и проявляемые степени окисления. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов. Гидролиз солей. Коррозия. Биологическая роль железа.

Fe 3d^6 4s^2

1. Устойчивые степени окисления: Fe – (+2), +3, (+6). Сравнивая электродные потенциалы перехода из со +3 в со +2 у Fe (0,72) и Co (1,92) делаем вывод, что Fe(III) более устойчив, чем Fe(II).

2. Взаимодействие с кислотами

HCl, H2SO4 (разб): M + 2H^+ = M^2+ + H2

HNO3 (разб 30%): Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O; HNO3(k), H2SO4(k): на холоде пассивируются, при нагревании: Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O; Взаимодействие с щелочами – не реагируют

3. Корро?зия — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. Железо – металл средней химической активности (во влажном воздухе легко окисляется): 4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3; Fe^3+ + 3e = Fe (E = -0,12); Cu^2+ + 2e = Cu (E = 0,31) Cu – окислитель, поэтому он усиливает коррозию, Zn^2+ + 2e = Zn (E = 0,76) Zn – восстановитель, поэтому он ослабляет коррозию.

4. Соединения со +2.

Оксид FeО – тугоплавкий, не растворим в воде и щелочах, но реагирует с кислотами проявляя основные свойства: FeО + 2Н^+ = Fe^2+ + H2

Гидроксиды Fe(ОН)2 получают: Fe^2+ + 2OH^- = Fe(OH)2 это не очень слабый электролит, его соли слабо гидролизуются; он проявляют основные ствойства в реакциях нейтрализации с кислотами. Восстановительная способность от железа к никелю уменьшается: Fe(OH)2(белый) + O2 (воздуха) = Fe(OH)3 (бурый); Co(OH)2 (розовый) + H2O2 = Co(OH)3 (бурый); Ni(OH)2 (зеленый) + Br2 + OH^- = Ni(OH)3 (черный).

Соединения со +3.

Fe(OH)3. Основные свойства: Fe(OH)3 + 3H^+ = Fe^3+ + 3H2O; кислотные свойства: Fe(OH)3 + xOH^- = [Fe(OH)3+x]^-x+3 (условия: нагревание, концентрир. Щелочь) соединения Fe(III) проявляют окислительные свойства.

Характеристики

Список файлов ответов (шпаргалок)