Шпоры (1106648), страница 12

Файл №1106648 Шпоры (Шпоры) 12 страницаШпоры (1106648) страница 122019-04-28СтудИзба
Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 12)

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 нионного 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. 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.

39. 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. 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. 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.Коррозия — 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.

5.в нейтральных растворах соли железа (3) гидролизуются в заметной степени

6.Биологическая роль: железо присутствует в организмах всех растений и животных как микроэлемент, то есть в очень малых количествах (в среднем около 0,02%). Большая часть его является главным действующим элементом гемоглобина крови(участие в транспорте кислорода), остальное входит в состав ферментов других клеток, катализируя процессы дыханияв клетках. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).

43. Для железа (II) наиболее типично корд. Число 6. В водных растворах существуют катионные аквакомплексы. При выпаривании из водных растворов обычно образуются кристаллогидраты, например, Соль мора: (NH4)2Fe(SO4)2*6H2O. Производные анионных комплексов Fe(II) – ферраты в большинстве малостойки и напоминают двойные соли. Наиболее устойчив цианидный комплекс [Fe(CN)6]^4-. Желтая кровяная соль K4[Fe(CN)6] используют для обаружения Fe^3+: FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + 3KCl. Получившееся вещество – берлинская лазурь. Корд.число Fe(III) равно 6 и 4. Анионные комплексы Fe(III) устойчивее и легче образуются, чем таковые для Fe(II). Так, свежеполученный Fe(OH)3 заметно растворяется в концентрированных щелочах образуя гексагидроксоферраты типа M3[Fe(OH)6] . Особо устойчив гексацианоферрат (III) – ион [Fe(CN)6]^3-. Наибольшее значение из цианоферратов (III) имеет K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль. Она в частности является реактивом на ионы Fe^2+, дает с ними интенсивно-синий гексацианоферрат (III) калия-железа (II) (турнбуллева синь): FeCl2+ K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + 2KCl, как показали исследования, турнбуллева синь и берлинская лазурь полностью идентичны, их кристаллы образованы полиядерными ионами [Fe2(CN)6]^- и ионами K^+. У Co +2 устойчивые коодринац. Числа 6 и 4. Из катионных комплексов наиболее характеры ярко-розовые аквакомплексы [Co(H2O)6]^2+. Анионные комплексы Co (II) обычно тетраэдрические, окрашены в синий и фиолетовый цвета. образуются при взаимодействии соответствующих соединений Co с однотипными оснОвными соединениями. большинство призводных таких комплексов по устойчивости относятся к двойным солям. В СО +3 для Co характерны многочисленные катионные, анионные и нейтральные комплексы с корд.числом. Аквакомплексы нестабильны, так как являются сильными окислителями. Большинство комплексов никеля (II) имеет октаэдрическое строение. Устойчивыми являются аква- и аминокомплексы. За счет последних гидроксид никеля может растворяться в присутствии аммиака и солей аммония: Ni(OH)2 + 6NH3 = [Ni(NH3)6](OH)2 Влияние комплексообразования на устойчивость степени окисления +3 у железа и кобальта.

44. Cu, Ag, Au (n-1)d^10 ns^1 (должно быть 9 электронов, но 10 более устойчиво, поэтому происходит переход) 1.Свойства: радиус растет (у Ag и Au равны), энергия ионизации растет. Характерные степени окисления: у меди +2 (+1), у золота +3(+1), у серебра +1. Элементы могут образовывать как катионные так и анионные комплексы. По мере повышения ст.ок. тенденция к образованию анионных комплексов возрастает. Все растворимые соединения ядовиты.

2.Простые вещества. Медь, серебро и золото – металлы красного, белого и желтого цветов. T плавления растет в ряду Ag-Au-Cu, а кипения – Ag-Cu-Au. Химическая активность невелика и убывает с ростом порядкового номера (об этом свидетельствуют энергии гиббса образования их бинарных соединений). Легче всего реагируют с галогенами (Cu при обычной t, остальные при нагревании). С кислородом непосредственно реагирует только медь (CuO, Cu2O), с серой Cu и Ag.

3.Взаимодействие с кислотами: HCl, H2SO4 (разб) не реагируют

HNO3 (разб и конц), H2SO4 (конц) при нагревании: 3Cu + 8HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O; Cu(Ag) + 2HNO3 (конц) = Cu(Ag)(NO3)3+ NO2 + H2O

4.Взаимодействие с комплексообразователями

Сl^-: Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O

CN^-: 4Au(Cu,Ag) + 8NaCN + 2H2O + O2 = 4Na[Au(Cu,Ag)(CN)2] + 4NaOH

NH3: 2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2

5.Соединения Cu

СО +1. Cu2O, Cu2S, растворимость в ряду CuCl, CuBr, CuI уменьшается, а устойчивость увеличивается.

СО +2. Соединения проявляют кислотные: CuO(Cu(OH)2) + 2H^+ = Cu^2+ + H2O; и основные свойства: Cu(OH)2 + 2OH^-(конц) = [Cu(OH)4]^2. Значит Cu(OH)2 амфотерен с преобладанием основных свойств. Растворимые соли меди(2) гидролизуются (CuCl2, CuBr2, CuSO4, Cu(NO3)2). СuS, CuCO3, Cu3(PO4)2 – не растворимы, CuI2 – не существует. Соединения AgCO +1. Ag2O – не растворим. Гидроксид не сушествует: 2AgNO3 + 2KOH = Ag2O + 2HNO3 + H2O. Кислотные свойства: Ag2O +2HNO3 (разб) = 2AgNO3 + H2O; основные свойства: Ag2O + 2OH^- = 2[Ag(OH)2]^-. Серебро способно образовывать и катионные комплексы: Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]^+ + 2OH^-. Соли серебра не гидролизуются, плохо растворимы (кроме AgF, AgNO3)

6.Биологическая роль: Медь является необходимым элементом для всех высших растений и животных. Медь встречается в большом количестве ферментов. В крови большинства моллюсков и членистоногих медь используется вместо железа для транспорта кислорода. Некоторые соединения меди могут быть токсичны при превышении ПДК в пище и воде.

45. Zn, Cd, Hg (n-1)d^10 ns^2 Т.к. завершена d орбиталь, они отличаются от остальных d-элементов и похожи на p-элементы больших периодов.

Характеристики

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

Список файлов ответов (шпаргалок)

Свежие статьи
Популярно сейчас
А знаете ли Вы, что из года в год задания практически не меняются? Математика, преподаваемая в учебных заведениях, никак не менялась минимум 30 лет. Найдите нужный 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