Шпоры (1106648), страница 11

Файл №1106648 Шпоры (Шпоры) 11 страницаШпоры (1106648) страница 112019-04-28СтудИзба
Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 11)

Рубидий и цезий получают при электролизе расплавов галогенидов. Металлические Na и К широко используются в металлургии при получении сплавов разных составов. В частности, сплав натрия со свинцом применяется в синтезе тетраэтилсвинца. В металлотермии оба металла используются для восстановления Ti, Та, Zr из их хлоридов. Пероксиды натрия и калия применяются в процессах неогранического н органического синтеза. Рубидий и цезий часто применяются в фотоэлементах и фотоэлектронных умножителях.

30. Гидрид лития LiH получается при взаимодействии водорода с расплавленным металлом. Он наиболее устойчив среди гидридов металлов IA группы. При отсутствии воздуха он плавится без разложения при 690°С. С водой реагирует подобно прочим гидридам: 2LiH + 2H20 = 2LiOH + H2. Подобно магнию, литий при взаимодействии с кислородом образует оксид Li2O - белое кристаллическое вещество с преимущественно ионным типом связи. Он обладает основными свойствами, медленно реагирует с водой, образуя гидроксид лития: Li20 + H20 = 2LiOH.

Растворимость гидроксида лития значительно меньше, чем у гидроксидов других щелочных металлов. Гидроксид лития, подобно гидроксиду магния, при нагревании разлагается на оксид и воду: 2LiOH = Li20 + Н20.

При взаимодействии с кислотными и амфотерными оксидами, а также с кислотами оксид лития и гидроксид лития образуют соли:

Li20 + 2HCI = 2LiCl + Н2O LiOH + HCI = LiCl + H2O

Li20 + С02 = Li2CO3 2LiOH + CO2 = Li2C03 + H2O

Li20 + Al203 = 2LiAlO2 2LiOH + Al203 = 2LiAlO2 + H2O.

Соли лития в своём большинстве растворимы в воде. Нерастворимыми, как и у магния, являются фторид, сульфат и карбонат. Получают LiOH электролизом водного раствора хлорида лития. При нагревании в атмосфере водорода натрий и его соседи по группе образуют гидриды МеН, имеющие характер типичных солей. Все они в химических реакциях проявляют свойства сильных восстановителей. При нагревании гидриды начинают постепенно разлагаться на простые вещества ещё до начала плавления. С водой гидриды реагируют с образованием гидроксидов. Окисление гидридов кислородом воздуха также приводит к получению гидроксидов: 2МеН + O2 = 2МеОН. Щелочные металлы от Na до Cs могут образовывать с кислородом следующие соединения: оксиды Э2О, пероксиды Э2О2, надпероксиды ЭO2, озониды ЭО3. При горении на воздухе натрий образует, в основном, пероксид: 2Na + O2 = Na202, а К, Rb и Cs надпероксиды: К + О2 = К02. Получение всех прочих кислородных соединений осуществляется специально разработанными методами. Оксиды - белые Na2O и К2O, жёлтый Rb2O и оранжевый Cs2O - химически очень активные вещества, реакционная способность которых увеличивается от Na2O к Cs2O. С водой оксиды взаимодействуют с образованием гидроксидов: Э2O + Н2O = 2ЭОН. Пероксиды и надпероксиды - являются сильными окислителями. Они легко разлагаются водой и разбавленными кислотами:

Na202 + 2Н20 = 2NaOH + Н202

2К02 + 2Н20 = 2КОН + Н202 + 02

2К02 + 2НСl = 2КСl + Н202 + 02.

Реакция взаимодействия пероксида натрия с водой используется при отбеливании различных материалов. Пероксиды и надпероксиды способны поглощать углекислый газ, выделяя при этом кислород:

2Na202 + 2С02 = 2Na2C03 + 02

4К02 + 2С02 = 2К2С03 + 302, что позволяет использовать их как источник кислорода в противогазах и в таких закрытых системах, как подводные лодки и космические корабли. Озониды - кристаллические вещества красного цвета, обладающие свойствами очень сильных окислителей. Они образуются при действии озона на щелочные металлы или их гидроксиды:

К + 03 = К03

4КОН + 403 = 4К03 + 2Н20 + 02.

Озониды разлагаются водой с выделением кислорода: 4К03 + 2Н20 = 4КОН + 503.

Гидроксиды металлов подгруппы натрия ЭОН - бесцветные твёрдые вещества, очень гигроскопичные, хорошо растворяются в воде и в спирте. Растворимость в воде увеличивается от NaOH к CsOH. Водные растворы гидроксидов - сильные основания (щёлочи), причем CsOH - самое сильное из неорганических оснований. В отличие от гидроксида лития при нагревании они возгоняются без разложения. Щёлочи NaOH и КОН в большом количестве используются в промышленности при производстве мыла, красок, целлюлозы и т. д. Главным способом их получения является электрохимический. Производство КаОН основано на электролизе концентрированного водного раствора хлорида натрия с использованием графитового анода и стального катода. При этом на катоде выделяется водород: 2H2O + 2e = H2 + 2OH-, а на аноде - хлор: 2Cl- - 2e = Cl2. В растворе образуется щёлочь, которую переводят в твердое состояние упариванием. Из химических способов получения NaOH наиболее известен устаревший ныне "известковый" способ или "каустификация соды". В его основе лежит реакция взаимодействия соды с гашеной известью: Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3.

Соли щелочных металлов, как правило, представляющие собой бесцветные вещества с ионной связью, хорошо растворимы в воле. В водных растворах солей катионы щелочных металлов не гидролизу клея. Практически важными солями являются Na2CO3 - кальцинированная сода, её кристаллогидрат Na2CO3*10H2O; NaHCO3 питьевая сода, К2СО3 - поташ, KNO3, KNa2С2H4O6*4H20 - сегнетова соль (пьезоэлектрик).

31. общая характеристика переходных металлов. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Оксиды и гидроксиды (кислотно-основные свойства). Комплексные соединения переходных металлов (примеры).Переходные металлы – элементы, у которых валентными являются ns- и (n-1)d-электроны. Благодаря взаимному отталкиванию d-электронов и их отталкиванию от нижних орбиталей на более высоком энергетическом уровне ns- всегда находятся электроны.

Cu [Ar] 3d^9 4s^1 – Cu^2+ 3d^9 [Ar]

Aг [Xe] 4f^14 5d^10 6s^1 – Au^3+ 4f^14 5d^9 [Xe]

Общие свойства:

1. Высокая прочность за счет d-связывания, высокие температуры кипения и плавления

2. Элементы проявляют различные степени от +1 до номера группы. Однако у элементов 1-ого ряда часто СО +2, +3 более важны, чем соединения высшей СО. В химии металлов 2 и 3 групп СО +2 и +3 большого значения не имеют, а высшие СО значительно более устойчивы. В первом ряду устойчивость высших степеней уменьшается от Sc к Fe (для Ni и Co не получены соединения высших СО).свойства элементов первого ряда сильно отличаются от второго и третьего, поэтому рассмотрим их отдельно.

3d-элементы: у Sc высшая и единственная СО +3. У Ti преобладает +4, хотя известны и +2, и +3 – но они сильные вос-ли. среди V, Cr, Mn CО + 2 устойчива только у Mn, у Cr это +3, а у V это +4. Соединения +5, +6, +7 этих элементов – очень сильные окислители. У Fe высшие СО еще менее устойчивы и еще более сильные окислители. Далее от Co до Zn растет устойчивость СО +2. 4d- и 5d-элементы: соединения в низких со изучены плохо, т.к. они имеют кластерное строение (несколько атомов одного и того же элемента связываются между собой). Стабилизация и устойчивость высшей СО растет по группе вниз.

3. Изменение атомного радиуса происходит по ряду и группе. В первом ряду радиус уменьшается от Sc к Fe и от Zn к Fe. От Hf к Zr радиус уменьшается из-за лантаноидного сжатия, а от Ti к Zr он возрастает.

4. Кислотно-основные характеристики оксидов и гидроксидов зависят от степени окисления элемента. При Со +1, +2 – преобладают основные свойства, при СО > +4 – кислотные, соединения с СО +3, +4 амфотерны.

5. Переходные металлы способны образовывать комплексы. Честно – не знаю как это кратко описать

32. Ti, Zr, Hf, (Rf) (n-1)d^2 ns^2

1. Степени окисления: Ti +4, +3, (+2); Zr +4, (+3, +2); Hf +4, (+3, +2). Устойчивость СО +4 падает в этом ряду. Радиусы атомов увеличивается так: Ti -> Zr <-Hf. Энергия ионизации растет. Для Ti характерно координационное число 6 реже 4, для Zr и Hf кроме того – 7 и 8.

2. В виде простых веществ это серебристо-белые металлы. T кипения и плавления возрастают. Эти металлы используются в промышленности. Ti очень легкий металл, Zr не поглощает нейтроны и его используют для оболочек реакторов.

3. Взаимодействие с кислотами:

HCl, H2SO4(р) – при комн.t не реагир., при нагревании: 2Ti + 6HCl = 2TiCl3 + 3H2 (TiCl3 – фиолетовый) Zr, Hf – не реагир. HF: Э + 6HF = H2[ЭF6] + 2H2

HNO3(к) пассивирует эти элементы H2SO4(к): мелкораздробленный при нагревании: Э + 5H2SO4 = H2[Э(SO4)3] + 2SO2 + H2O

4. Взаимодействие с щелочами При комн.t не реагир. При нагревании с концентрир. Щелочью: Ti + 2NaOH + H2O = Na2TiO3 + 2H2

5. Соединения

СО +4. Оксиды TiO2, ZrO2, HfO2. Гидроксиды ЭО2*nН2О получают косвенным путем.

TiCl4 + 4NaOH = Ti(OH)4 + 4NaCl такие гидроксиды не растворяются в кислотах и щелочах.

Галогениды: TiCl4 – жидкость, TiCl4 + 3H2O = TiO2*H2O + 4HCl

СО +3. Оксид TiO3 и оснОвный гидроксид Ti(OH)3. TiCl3 + 3NaOH = Ti(OH)3 + 3NaCl

4Ti(OH)3 + O2 + 2H2O = 4Ti(OH)4

33/металлы 5 группы. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. V, Nb, Ta, (Db) (n-1)d^2 ns^3

1. Степени окисления: V +5, +4 (+3, +2) Nb +5, +4 (+3) Ta +5, +4 (+3). У V наиболее устойчивая +4, у Nb и Ta - +5. Радиусы атомов растут, но у Nb и Ta они почти равны. энергия ионизации также растет.

2. В виде простых веществ эти элементы серые тугоплавкие металлы. Tплавления и кипения растут.

3. Взаимодействия с кислотами.

HCl, H2SO4(k) не реагируют

HF: M + 12HF = 2H[MF6] + 5H2

HNO3(k), H2SO4(k) – только V: V + 6HNO3 = VO2NO2 + 5NO2 + 3H2O; V +6H2SO4 = (VO2)2SO4 + SO2 + H2O VO2^+ - ванадин-ион

4. С щелочами металлы не реагируют.

5. Соединения.

Оксиды М2О5: Nb2O5, Ta2O5 – не растворимы в воде. Кислотах, щелочах. V2O5 + H2O = 2HVO2 (метаванадиевая кислота) этот оксид обладает и кислотными и основными свойствами: V2O5 + 6NaOH = 2Na2VO4 + 3H2O (соль ортованадиевой ксилоты)V2O5 + 2H^+ = 2VO2^+ + H2O Оксид VO2 тоже амфотерен: VO2 + 2NaOH = Na2VO3 + H2O; VO2 + H2SO4 = VOSO4 + H2O; VO^2+ - ванадин-ион(2) утойчивый. Оксиды V2O3, VO – обладают только основными свойствами. V2O3 + 3H2SO4 = V2(SO4)3 + 3H2O; VO + H2SO4 = VSO4 + H2O

Оксислительно-восстановительные свойства: СО +5, +4 – VO3^-, VO2^+ - окислители, СО +3,+2 – V^3+, V^2+ - восстановители. Наиболее устойчивый VO^2+. Цепь переходов: VO3^-(белый) -> VO2(желтый) -> VO^2+(синий) -> V^3+(зеленый) -> V^2+(фиолетовый)

34. Cr, Mo (n-1)d^5 ns^1, W 5d^4 6s^2 (перескок электрона)

1. Степени окисления: Cr +2, +3, +6; Mo +6, (+3); W +6,(+3). Атомный радиус возрастает, но у Mo и W почти равен, энергия ионизации растет.

2. В виде простых веществ это серовато-белые блестящие металлы. Температуры плавления и кипения возрастают.

3. Взаимодействие с кислотами

HCl: Cr + HCl = CrCl2(синий-голубой) + H2 (без доступа воздуха); 2Cr + 6HCl = 2CrCl3(зеленый) + 3H2 (на воздухе); Mo не реагирует. Эти элементы не реагируют с H2SO4(k), HNO3(k), HNO3(р) Mo (W) + 8HCl(HF) + 2HNO3 = H2Mo(W)Cl(F)6 + 2NO + 4H2O, Cr не реагирует.

4. Взаимодействие с щелочами: не реагируют

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. 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 проявляютсяишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями.

36. 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:

Характеристики

Тип файла
Документ
Размер
148,26 Kb
Материал
Высшее учебное заведение

Список файлов ответов (шпаргалок)

Свежие статьи
Популярно сейчас
Почему делать на заказ в разы дороже, чем купить готовую учебную работу на СтудИзбе? Наши учебные работы продаются каждый год, тогда как большинство заказов выполняются с нуля. Найдите подходящий учебный материал на СтудИзбе!
Ответы на популярные вопросы
Да! Наши авторы собирают и выкладывают те работы, которые сдаются в Вашем учебном заведении ежегодно и уже проверены преподавателями.
Да! У нас любой человек может выложить любую учебную работу и зарабатывать на её продажах! Но каждый учебный материал публикуется только после тщательной проверки администрацией.
Вернём деньги! А если быть более точными, то автору даётся немного времени на исправление, а если не исправит или выйдет время, то вернём деньги в полном объёме!
Да! На равне с готовыми студенческими работами у нас продаются услуги. Цены на услуги видны сразу, то есть Вам нужно только указать параметры и сразу можно оплачивать.
Отзывы студентов
Ставлю 10/10
Все нравится, очень удобный сайт, помогает в учебе. Кроме этого, можно заработать самому, выставляя готовые учебные материалы на продажу здесь. Рейтинги и отзывы на преподавателей очень помогают сориентироваться в начале нового семестра. Спасибо за такую функцию. Ставлю максимальную оценку.
Лучшая платформа для успешной сдачи сессии
Познакомился со СтудИзбой благодаря своему другу, очень нравится интерфейс, количество доступных файлов, цена, в общем, все прекрасно. Даже сам продаю какие-то свои работы.
Студизба ван лав ❤
Очень офигенный сайт для студентов. Много полезных учебных материалов. Пользуюсь студизбой с октября 2021 года. Серьёзных нареканий нет. Хотелось бы, что бы ввели подписочную модель и сделали материалы дешевле 300 рублей в рамках подписки бесплатными.
Отличный сайт
Лично меня всё устраивает - и покупка, и продажа; и цены, и возможность предпросмотра куска файла, и обилие бесплатных файлов (в подборках по авторам, читай, ВУЗам и факультетам). Есть определённые баги, но всё решаемо, да и администраторы реагируют в течение суток.
Маленький отзыв о большом помощнике!
Студизба спасает в те моменты, когда сроки горят, а работ накопилось достаточно. Довольно удобный сайт с простой навигацией и огромным количеством материалов.
Студ. Изба как крупнейший сборник работ для студентов
Тут дофига бывает всего полезного. Печально, что бывают предметы по которым даже одного бесплатного решения нет, но это скорее вопрос к студентам. В остальном всё здорово.
Спасательный островок
Если уже не успеваешь разобраться или застрял на каком-то задание поможет тебе быстро и недорого решить твою проблему.
Всё и так отлично
Всё очень удобно. Особенно круто, что есть система бонусов и можно выводить остатки денег. Очень много качественных бесплатных файлов.
Отзыв о системе "Студизба"
Отличная платформа для распространения работ, востребованных студентами. Хорошо налаженная и качественная работа сайта, огромная база заданий и аудитория.
Отличный помощник
Отличный сайт с кучей полезных файлов, позволяющий найти много методичек / учебников / отзывов о вузах и преподователях.
Отлично помогает студентам в любой момент для решения трудных и незамедлительных задач
Хотелось бы больше конкретной информации о преподавателях. А так в принципе хороший сайт, всегда им пользуюсь и ни разу не было желания прекратить. Хороший сайт для помощи студентам, удобный и приятный интерфейс. Из недостатков можно выделить только отсутствия небольшого количества файлов.
Спасибо за шикарный сайт
Великолепный сайт на котором студент за не большие деньги может найти помощь с дз, проектами курсовыми, лабораторными, а также узнать отзывы на преподавателей и бесплатно скачать пособия.
Популярные преподаватели
Добавляйте материалы
и зарабатывайте!
Продажи идут автоматически
6392
Авторов
на СтудИзбе
307
Средний доход
с одного платного файла
Обучение Подробнее