Законы химии

При нагревании до 250° С разлагается:

Он реагирует со щелочами, образуя желтые хроматы СrO42:

В кислой среде ион СrO42 превращается в ион Сr2O72.

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

В кислой среде дихромат-ион восстанавливается до Сr3+:

Если сопоставить гидроксиды хрома с разной степенью окисления

Сr2+(ОН)2, Сr3+(ОН)3 и Н2Сr6+O4, то легко сделать вывод, что с возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.

Сr(ОН)2 проявляет основные свойства, Сr(ОН)3 -- амфотерные, а H2CrO4 -- кислотные.

Хроматы и дихроматы (VI). Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления 6+ являются хромат (VI) калия К2СrО4 и дихромат (VI) калия K2Cr2O7.

Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы -- так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы -- так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат-иона СrO42-), дихроматы -- в оранжевый (цвет дихромат-иона Сr2O72-).

Дихроматы Na2Cr2O7? 2Н2O и K2Cr2O7 называются хромпиками. Они как окислители применяются в кожевенной (дубление кож), лакокрасочной, спичечной и текстильной промышленности. Хромовая смесь -- так называется 3%-ный раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте -- применяется в химических лабораториях для мытья стеклянной посуды.

Соли хромовых кислот в кислой среде -- сильные окислители:

Качественная реакция на катионы хрома (III) Cr3

Реагент - щелочь.Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3v + 3OH- = [Cr(OH)6]3- Раствор, содержащий [Cr(OH)6]3-, при добавлении хлорной или бромной воды в щелочной среде становится желтым из-за образования хромат-аниона CrO42-:2[Cr(OH)6]3- + 3Br2 + 4OH- = 2CrO42- + 6Br- + 8H2O

Образование перекиси хрома используется в аналитической химии для качественного анализа перекиси водорода и соединений хрома.

63. Элементы подгруппы меди. Общая характеристика, нахождение в природе, получение металлов в свободном состоянии. Отношение металлов к кислороду, кислот. Характеристика окислительно - восстановительных свойств соединений Cu (II), Cu (I). Отношение солей Cu (I), Cu (II) к воде, HCl, NH3. Качественные реакции

Подгрумппа меди -- химические элементы 11-й группы периодической таблицы химических элементов В группу входят переходные металлы, из которых традиционно изготавливают монеты: медь Cu, серебро Ag и золото Au. Все элементы подгруппы являются относительно химически инертными металлами. Характерны также высокие значения плотности, но оносительно небольшие температур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность. Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера. Медь и её соединения

Получение

1. Пирометаллургия

CuO + C Cu + CO

CuO + CO Cu + CO2

2. Гидрометаллургия

CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

электролиз:

2CuSO4 + 2H2O ?2Cu + O2?+ 2H2SO4 (на катоде) (на аноде)

Химические свойства Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах:2Cu + O2 -t 2CuO Cu + Ci2 -t CuCl2 Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах - окислителях:

3Cu + 8HNO3(разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Cu + 2H2SO4(конц.) CuSO4 + SO2 +2H2O

Сплавы меди с оловом - бронзы, с цинком - латуни.

Соединения одновалентной меди Встречаются либо в нерастворимых соединениях (Cu2O, Cu2S, CuCl), либо в виде растворимых комплексов (координационное число меди - 2): CuCl + 2NH3 [Cu(NH3)2]Cl

Оксид меди (I) - красного цвета, получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:

2CuSO4 + C6H12O6 + 5NaOH Cu2O + 2Na2SO4 + C6H11O7Na + 3H2O

Соединения двухвалентной меди

Оксид меди (II) - чёрного цвета. Восстанавливается под действием сильных восстановителей (например, CO) до меди. Обладает основным характером, при нагревании растворяется в кислотах:

CuO + H2SO4 -t CuSO4 + H2O CuO + 2HNO3 -t Cu(NO3)2 + H2O

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 - нерастворимое в воде вещество светло-голубого цвета. Образуется при действии щелочей на соли меди (II):

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

При нагревании чернеет, разлагаясь до оксида:

Cu(OH)2 -t = CuO + H2O

Типичное основание. Растворяется в кислотах.

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O

Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения (координационное число меди - 4) василькового цвета (реактив Швейцера, растворяет целлюлозу):

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(HN3)4](OH)2

Малахит Cu2(OH)2CO3. Искусственно можно получить по реакции:

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = Cu2(OH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2

Разложение малахита:

Cu2(OH)2CO3 -t 2CuO + CO2 + H2O

Серебро и его соединения Благородный металл, устойчивый на воздухе. При потускнении серебра происходит реакция Гепара:

4Ag + 2H2S + O2 2Ag2S + 2H2O

В ряду напряжений находится правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах - окислителях:

3Ag + 4HNO3(разб.) 3AgNO3 + NO + 2H2O Ag + 2HNO3(конц.) AgNO3 + NO2+ H2O

2Ag + 2H2SO4(конц.) Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

В соединениях серебро обычно проявляет степень окисления +1.

Растворимый нитрат серебра AgNO3 используется как реактив для качественного определения Cl-, Br-, I-:

Ag+ + Cl- AgCl белый Ag+ + Br- AgBr светло-жёлтый Ag+ + I- AgI тёмно-жёлтый

(Способность этих осадков образовывать растворимые комплексные соединения уменьшаются в ряду AgCl - AgBr - AgI). На свету галогениды серебра постепенно разлагаются с выделением серебра. При добавлении растворов щелочей к раствору AgNO3 образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag2O:

2AgNO3 + 2NaOH Ag2O + 2NaNO3 + H2O

Осадки AgCl, Ag2O растворяются в растворах аммиака с образованием комплексных соединений (координационное число серебра - 2):

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl Ag2O + 4NH3 + H2O 2[Ag(NH3)2]OH

Золото и его соединения Золото - мягче Cu и Ag, ковкий металл; легко образует тончайшую фольгу; благородный металл, устойчив как в сухом, так и во влажном воздухе. Растворим только в смеси концентрированных соляной и азотной кислот ("царской водке"):

Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O

Реагирует с галогенами при нагревании:

2Au + 3Cl2 = 2AuCl3

Соединения термически не очень устойчивы и разлагаются при нагревании с выделением металла. Комплексообразователь (комплексы золота (III) обладают координационными числами 4, 5 и 6).

Качественная реакция на катионы меди (II) Cu2 Особенность этих катионов в образовании с молекулами аммиака комплексных солей - аммиакатов:

Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+

Аммиакаты окрашивают растворы в яркие цвета. К примеру, аммиакат меди окрашивает раствор в ярко-синий цвет.

64. Соединения Аргентуму (I). Оксид, гидроксид, соли. Отношение AgNO3 до воды. Галогениды Аргентуму (I), отношение к аммиаку, тиосульфату натрия. Комплексные соединения аргентум (I). Окислительно-восстановительные свойства соединений Аргентуму (I). Качественные реакции

Нитрат серебра(I) AgNO3 бесцветные ромбические кристаллы, хорошо растворимые в воде. Образуются при взаимодействии серебра с азотной кислотой. Применяют для получения других соединений серебра и как медицинский препарат "ляпис". При нагревании около 300°C, нитрат серебра (I) разлагается с образованием металлического серебра, диоксида азота, и других оксидов азота.

AgNO3 + H2O = AgOH + HNO3

возможно небольшое смещение равновесия из-за

2AgOH ---> Ag2O + H2O

Хлорид серебра (I), бромид серебра (I), йодид серебра (I) образуются в виде творожистых осадков (белого, желтовато-белого, желтого цвета соответственно) при смешивании раствора нитрата серебра (I) и раствора соли соответствующего галогенида. Нерастворимы в воде (незначительная растворимость понижается от хлорида к йодиду). Хлорид серебра (I) растворяется в концентрированном растворе хлорида натрия с образованием комплекса [Ag(Cl)2]-. Галогениды светочувтсвительны.

Оксид серебра (I) Ag2O выпадает из растворов солей серебра в виде коричневого осадка. Аммиак переводит Ag2O в катион диамминсеребра(I) - [Ag(NH3)2]+; подобный катион образуют все растворимые и некоторые малорастворимые соли серебра (последние за счет комплексообразования переходят в раствор). Раствор, содержащий [Ag(NH3)2]NO3 "аммиачный раствор нитрата серебра",используется для получения серебрянных зеркальных покрытий с помощью глюкозы и других альдегидов. При длительном стоянии из раствора [Ag(NH3)2]NO3 выпадают черные хлопья сильно взрывчатого нитрида серебра (I) Ag3N (приблизительная формула), поэтому аммиачные растворы солей не подлежат длительному хранению.

Сульфид серебра (I) Ag2S выпадает из растворов солей серебра при действии S2- в виде черного осадка. С помощью раствора полисульфида калия, новые серебрянные изделия темнят под старину. Если необходимо очистить поверхность серебрянного изделия от сульфидносеребрянной пленки (например, чистка серебрянных монет и предметов старины) осуществляется погружением их в сернокислый раствор тиокарбамида (тиомочевина, диамид тиоугольной кислоты, CS(NH2)2) при этом выделяется сероводород H2S, а серебро переходит в раствор в виде тиокарбамидного комплекса.

Характерной особенностью солей серебра, как и других элементов побочных подгрупп I группы, является способность образовывать комплексные соединения с аммиаком, цианидами щелочных металлов и тиосульфатом натрия:

AgCl+2NH3+H2O=[Ag(NH3)2]OH+НСl

AgBr+2KCN=K[Ag(CN)2]+KBr

2Na2S2O3+AgCl=Na3[Ag(S2O3)2]+NaCl

Все соли серебра легко восстанавливаются до металла. Нитрат серебра и его растворы, попав на кожу, оставляют на ней черные пятна мелкораздробленного серебра; отсюда старинное название AgNO3 -- ляпис.

Качественные реакции на катионы свинца серебра (I) Ag+

Качественная реакция на катион серебра - образование белого творожистого осадка хлорида серебра, желтовато-белого осадка бромида серебра, образование желтого осадка иодида серебра:

Ag+ + Cl- = AgClv

Ag+ + Br- = AgBrv

Ag+ + I- = AgIv

Как видно из выше изложенных реакций, галогениды серебра (кроме фторида) нерастворимы, а бромид и иодид даже имеют окраску. Но отличительная черта их не в этом. Данные соединения разлагаются под действием света на серебро и соответствующий галоген, что также помогает их идентифицировать. Поэтому часто емкости с этими солями испускают запахи. Также при добавлении к данным осадкам тиосульфата натрия происходит растворение:

AgHal + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaHal, (Hal = Cl, Br, I).

То же самое произойдет при добавлении жидкого аммиака или его конц. раствора. Растворяется только AgCl. AgBr и AgI в аммиаке практически нерастворимы:

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

Существует также еще одна качественная реакция на катион серебра - образование оксида серебра черного цвета при добавлении щелочи:

2Ag+ + 2OH- = Ag2Ov + H2O

Это связано с тем, что гидроксид серебра при нормальных условиях не существует и сразу же распадается на оксид и воду.

65. Соединения ауруму(III). Гидроксид Au (III), Отношение к кислотам и щелочи. Соли Au (III) - простые и комплексные. АuCl3, отношение его к воде. Окислительные свойства соединений Au (III)

Оксид золота (III) Au2O3, темно-коричневый, нерастворимый в воде порошок, может быть получен косвенным путем из гидроксида Au(ОН)3, который, в свою очередь, получают действием сильных щелочей на крепкий раствор НAuС14.

Гидроксид золота (III) проявляет амфотерные свойства. Однако кислотный характер этого соединения преобладает, поэтому иногда его называют золотой кислотой. Соответствующие ей соли - аураты могут быть получены растворением Au(ОН)3 в сильных щелочах:

Au(OH)3 + NaOH = Na [Au(OH)4]

Аураты щелочных металлов - соединения, хорошо растворимые в воде.

Соли, соответствующие основной функции Au(ОН)3, могут быть получены растворением этого соединения в сильных кислотах, которое идет за счет образования анионных комплексов:

Au(OH)3 + 4HC1 = H[AuCl4] + 3H2O

Au(ОН)3 + 4HNO3 = Н [Au(N03)4] + 3H2O

Из галогенидов золота (III) интересен хлорид AuС13, который получают пропусканием газообразного хлора над порошком золота при температуре ~240°С. Образующийся хлорид возгоняется и при охлаждении осаждается в виде красных кристаллов. В воде AuС13 растворим, водный раствор этого соединения имеет коричнево-красную окраску, что объясняется образованием комплексной кислоты:

AuCl3 + Н2O= Н2[AuОС13]

Вообще, склонность к образованию комплексных анионов - характерная черта Au(III).

При добавлении к водному раствору хлорида Au(III) соляной кислоты образуется золотохлористоводородная кислота Н[AuС14]:

Н2 [AuОС13] + HCI = Н [AuС14] + Н2O

Наиболее устойчивая степень окисления золота в соединениях +3, в этой степени окисления оно легко образует с однозарядными анионами (F?, Cl?. CN?) устойчивые плоские квадратные комплексы [AuX4]?.

66. Элементы подгруппы цинка. Общая характеристика элементов, нахождение в природе, получение в свободном состоянии. Отношение металлов к кислороду, кислотам, щелочам. Соединения Zn (II), Cd (II). Оксид, гидроксид. Отношение к щелочи, кислот, раствора аммиака, хлорида аммония. Соли Cd (II), Zn (II), отношение к воде. Качественные реакции

Подгрумппа цимнка --В группу входят цинк Zn, кадмий Cd и ртуть Hg. Все элементы этой группы являются металлами.

Физические свойства -Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе больше, чем в I группе.

-Значения плотности r и атомного объема повышаются с увеличением атомной массы.

Химические свойства

-Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы (в главной подгруппе -наоборот).

-Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы).

Цинк - металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2; соединения цинка неокрашены. Цинк в природе как самородный металл не встречается. Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих 1-4 % Zn в виде сульфида, а также Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi.

Качественная реакция на катионы цинка Zn2+ Реагент - щелочь.

Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2v + 2OH- = [Zn(OH)4]2-

Основания катиона Sn2+ не переводятся в комплексное соединение гидратом аммиака. Этим пользуются, чтобы полностью осадить катионы. Zn2+ при добавлении конц. раствора аммиака сначала образует Zn(OH)2, а при избытке аммиак способствует растворению осадка:

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2

67. Соединения Hg (I). Оксид, гидроксид, их термическая устойчивость. Соли Hg (I). Реакции диспропорционирования. Каломель, отношение к воде, растворов аммиака и КИ. Окислительно восстановительные свойства соединений ртути (I). Качественные реакции

Соединения одновалентной ртути.

Оксид ртути (I) Hg2O. Оливково-зеленый порошок.Неустойчив и легко разлагается под действием света или тепла на HgO и металлическую ртуть. Получают действием щелочей на диртутные соли или кислорода на амальгаму калия.

Фторид ртути (I) Hg2F2. При действии воды Hg2F2 разлагается с образованием Hg, HgO и HF. Получается при обработке ртути фтором на холоду.

Хлорид ртути (I) (каломель) Hg2Cl2. Встречается в природе в виде минерала каломели. Мало растворим в воде. Получается действием хлора на избыток ртути и обработкой раствора нитрата ртути (I) хлоридами щелочных металлов.

Для ртути характерны две степени окисления: +1 и +2. В степени окисления +1 ртуть представляет собой двухъядерный катион Hg22+ со связью металл-металл. Ртуть -- один из немногих металлов, способных формировать такие катионы, и у ртути они -- самые устойчивые.

В степени окисления +1 ртуть склонна к диспропорционированию. Оно протекает при нагревании:

Подщелачивании:

добавлении лигандов, стабилизирующих степень окисления ртути +2.

Из-за диспропорционирования ни оксид, ни гидроксид ртути (I) получить не удаётся.

Качественные реакции на катионы ртути (I) Hg2+

1.Реакция с соляной кислотой и хлорид - ионами.

Hg22++ 2СГ = HgCI2

Каломель - бел. постепенно чернеет с выделением тонкодисперсной металлической ртути:

Hg2Cl2= HgCl2+ Hg., p.-в HNO3

Hg2Cl2+ 2 NH4OH = [NH2Hg]Cl | + Hg + NH4C1 + 2 H2O)

2.Восстановление Hgf~ до металлической ртути хлоридом олова (II).

Hg2(NO3)2+ SnCI2= Hg2Cl21 (каломель - бел. постепенно чернеет) + Sn(NO3)2Hg2Cl2+ SnCb = 2Hg + SnCl4

3.Восстановление Hg}'' металлической медью.

Hg22++ Си -=2Hg + Cu2+



4.Реакция с водным раствором аммиака.

2Hg2(NO3)2 + 4 NH3+ Н2О= [OHg2NH2]NO3 1 (черн.) +2Hg +3NH4NO3.

Реакциясо щелочами.

Hg22++ 2ОН' = Hg2O |(черн, р.- в HNO3конци конц. уксусн. к-те) + Н20

Реакция с йодидами

Hg2(N03)o +2KI = Hg2l2j (желто-зелен., в изб. KIпереходит в черный) 2KNO,

Hg2I2+2I-=[Hgl4]2-+ Hg.

7.Реакция с хромат - ионами.

Hg22++ CrO42-= Hg2Cr04| (красный, р.- в HNO3)

Размещено на Allbest.ru

...