- •Вопрос 1
- •Вопрос 2
- •Вопрос 3
- •Вопрос 4
- •Вопрос 5 atom бора – зоммерфельда
- •Вопрос 5
- •Вопрос 6
- •7. Электронная конфигурация атома. Правила заполнения электронных оболочек атомов.
- •Решение уравнения Шредингера для атома водорода (и водоро-доподобных атомов).
- •5.1. Уравнение Шредингера для атома водорода.
- •11. Радиусы атомов и ионов. Орбитальные и эффективные радиусы. Изменение атомных и ионных радиусов в периодах и группах п.С. Эффекты d- и f-сжатия.
- •12. Энергия сродства к электрону. Факторы, определяющие величину сродства к электрону. Изменение величин сродства по периодам и группам Период.Сис.
- •13. Ионизационный потенциал и энергия ионизации. Факторы, определяющие величину ионизационного потенциала. Изменения величин ионизационного потенциала по периодам и группам на примере 5 группы.
- •№19. Донорно-акцепторная связь.
- •№22 Метод молекулярных орбиталей.
- •№23. Ионная связь.
- •№24. Теория поляризации.
- •28. Влияние температуры на скорость химических реакций. Энергия активации. Факторы, влияющие на энергию активации.
- •31.Химическое равновесие. Константа хим. Равновесия. Сдвиг химического равновесия
- •32. Растворы, образование растворов. Электролитическая диссоциация. Механизм диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда.
- •33. Растворимость веществ. Влияние различных факторов на растворимость. Растворение как физико-химический процесс.
- •1).Давление
- •2).Температура
- •34. Силтные и слабые электролиты. Активность ионов. Равновесие в растворах слабых эликтролитов. Связь константы и степени диссоциации.
- •35. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Определить pH 0,1 м раствора гидроксида калия и 0,01 м раствора серной кислоты.
- •36.Гидролиз солей. Типы гидролиза солей. Константа гидролиза. Влияние различных факторов на гидролиз.
- •Аммиак (nh3), гидразин (n2h4), гидроксиламин (nh2oh)
- •55. Общая характеристика VI а группы периодической системы. Сера, селен и теллур, свойства простых веществ. Изменение свойств в рядах гидроксосоединений в степенях окисления (IV) и (VI).
- •Пероксид водорода
- •Производство серной кислоты
- •Химические свойства
- •59. Общая характеристика подгруппы галогенов. Нахождение в природе, получение. Изменение физических и химических свойств в ряду простых веществ галогенов общая характеристика
- •Медь и её соединения
- •Химические свойства
- •Серебро и его соединения
- •Золото и его соединения
- •Цинк и его соединения
- •Кадмий и его соединения
- •Ртуть и ее соединения
- •1. Общая характеристика подгруппы хрома
- •Соединения хрома Соединения двухвалентного хрома
- •Соединения трёхвалентного хрома
- •Соединения шестивалентного хрома
- •Краткая характеристика триады железа
- •2.2) Физические свойства кобальта
- •2.3) Физические свойства никеля
- •3) Химические свойства элементов
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 и 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
Аммиачные комплексы серебра взаимодействуют с альдегидами (реакция серебряного зеркала):
-
O II
O II
R –
C
+ [Ag(NH3)2]OH R–
C
+ Ag + NH3
I H
I O
NH4