Водород. Изотопы водорода. Свойства водорода. Получение и применение водорода. Гидриды

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.

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///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).

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.

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.

5. в нейтральных растворах соли железа (3) гидролизуются в заметной степени (окраска становится желто-коричневой)

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///комплексные соединения железа, кобальта, никеля. Свойства железа (II) и железа (III) в составе соли Мора и комплекного иона гексацианоферрата (II). Влияние комплексообразования на устойчивость степени окисления +3 у железа и кобальта.

Корд.число Fe(III) равно 6 и 4 (октаэдрич. и тетраэдрич. Строение). 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 значеие из цианоферратов (III) имеет K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль. Она в частности является реактивом на ионы Fe^2+, дает с ними интенсиво-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 6. 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. Гидратированный ион Co^3+ является очень сильным окислителем, способным окислять хлорид-ионы до хлора, а воду до кислорода. А Co^3+ в составе аммиачного комплекса не проявляет сколько-нибудь заметных окислительных свойств. Это связано с тем, что молекулы NH3 образуют с ионами Co^3+ гораздо более устойчивые комплексы, чем с Co^2+, то есть комплексообразование стабилизирует у кобальта степень окисления +3. Поэтому электродный потенциал полуреакции с участием комплексных ионов оказывается меньше электродного потенциала для аквакомплексов: [Co(H2O)6]^3+ + у = [Co(H2O)6]^2+ E= +1,92; [Co(NH3)6]^3+ + e= [CoNH3)6]^2+ E=+0,08. Точно также цианидный комплекс [Fe(CN)6]^3- усточивее комплекса [Fe(CN)6]^4-, электродный потенциал реакции [Fe(CN)6]^3- + e = [Fe(CN)6]^4- E=0,36 меньше чем электродный потенциал простых катионов 0,77. Поэтому железо (II) в ставе гексацианоферрата легко окисляется иодом (Е=0,54), тогда как отрицательная разность электродных потенциалов аналогичной реакции с гидратированным ионом железа 2+ свидетельствует о смещении равновесия влево.

44///металлы 11 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Растворимость и гидролиз солей меди и серебра. Комплексные соединения. Биологическая роль меди.

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 Ag

CO +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///металлы 12 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Хлориды ртути (I) и (II), их особенности. Экологическая роль кадмия и ртути.

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.

1. Свойства: радиус растет вниз, энергия ионизации растет, устойчивые степени окисления: +2 (у Hg еще и +1). Электроны с d-орбиталей способны к участию в донорно-акцепторном взаимодействии. При этом в ряду донорная способность возрастает. Поэтому их ионы проявляют ярко выраженную тенденцию к образованию комплексных соединений.

Высокая устойчивость 6s^2-электронной пары накладывает отпечаток на все свойства ртути и обуславливает ее существенное отличие от цинка и кадмия. В частности, в противоположность соединениям Zn и Cd большинство соединений ртути мало устойчивы. Далее, в отличие от цинка и кадмия для ртути характерны производные радикала Hg2^2+ (в нем атомы соединены ковалентной связью). В этих производных ст.ок. ртути +1.

2. Простые вещества: в виде простых веществ это серебристо-белые металлы. Но во влажном воздухе постепенно покрываются пленками оксидов и теряют блеск. Все три достаточно легкоплавки. Свойства: t плавления уменьшается, t кипения уменьшается. По химической активности уступают щелочно-земельным металлам. При этом с ростом атомной массы химич. Активность понижается.

3. Взаимодействие с кислотами

HCl, H2SO4(разб): Zn(Cd) + 2H^+ = Zn(Cd)^2+ + H2; Hg – не реагирует

HNO3 (конц), H2SO4 (конц): Zn + H2SO4 = Zn^2+ + S; Zn + HNO3 = Zn^2+ + NH3; Hg + H2SO4 = Hg^2+ + SO2; Hg + HNO3(конц) = Hg^2+ + NO; 6Hg + 8HNO3(разб) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4. взаимодействие с щелочами: Zn + 2OH^- + 2H2O = [Zn(OH)4]^2- + H2

5. соединения

Zn: ZnO, Zn(OH)2 – амфотерные соединения: основные - (ZnO)Zn(OH)2 + 2H^+ = Zn^2+ + 2H2O; кислотные – (ZnO)Zn(OH)2 + 2OH^- = [Zn(OH)4]^2-

Cd: CdO, Cd(OH)2 – более оснОвные: (CdO)Cd(OH)2 + 2OH^- = [Zn(OH)4]^2-

Hg: HgO, Hg20 – проявляют только основные свойства, гидроксидов не существует. Hg2Cl2 – каломель, HgCl2 – сулема.

6. экологическая роль ????

Кадмий: кадмий, и все его соединения токсичны, что связано, в частности, с его способностью связывать серосодержащие ферменты и аминокислоты. Кадмий —способен накапливаться в организме. Растворимые соединения кадмия после всасывания в кровь поражают центральную нервную систему, печень и почки, нарушают фосфорно-кальциевый обмен. Хроническое отравление приводит к анемии и разрушению костей.