2. Кислородсодержащие соединения галогенов

Все кислородные соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, наименее — оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Кислородсодержащие соединения галогенов: Cl2. оксиды:Cl2O(+1),ClO2(+4),Cl2O7(+7) кислоты:HClO(+1 -оватистая), HclO2(+3 -истая), HclО3(+5, -оватая), HclО4(+7, ная) соли:NaClO(+1, гипохлорит), NaClO2(+3, хлорит), NaClO3(+5 хлорат), NaClO4(перхлорат) Br2. оксиды:Br2O(+1),BrO2(+4), кислоты:HBrO(+1 -оватистая), HBrO2(+3 -истая), HBrО3(+5, -оватая), HBrО4(+7, ная) соли:NaBrO(+1, гипобромит), NaBrO2(+3, бромит), NaBrO3(+5 бромат), NaBrO4(пербромат) I2. оксиды:IO2(+4), I2O5(+5), кислоты:HJO(+1 -оватистая), HJO2(+3 -истая), HJО3(+5, -оватая), HJО4(+7, ная) соли:NaJO(+1, гипойодит), NaJO2(+3, йодит), NaJO3(+5 -ат), NaJO4(пер- -ат)

Оксиду хлора (I) соответствует хлорноватистая кислота. Хлорноватистая кислота НСlO и ее бромный и йодный аналоги — очень слабые кислоты, причем их сила уменьшается при переходе от НСlO к НIO. Это объясняется тем, что хлор обладает большей электроотрицательностью и сильнее своих аналогов притягивает электронную плотность, связывающую его с кислородом. Это в свою очередь приводит к смещению электронной пары, связывающей водород с кислородом, к кислороду и увеличению способности водорода к отщеплению. Чем легче оторвать водород – тем более сильная кислота. Чем более сильная кислота, тем она менее устойчива.

Окислительная активность падает в ряду HclO-HClO2-HClO3-HClO4. Т.к большее число кислородов не дает возможности к еще большему присоединению.

Применение: (2Сl2+2Са(ОН)2=Са(СlO)2+СаСl2+2Н2О) Хлорная известь — сильный окислитель. Она очень реакционноспособна. Применяется для беления хлопчатобумажных тканей, бумаги, для хлорирования воды, дезинфекции, а также для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими

веществами. 3. Щелочны́е мета́ллы — элементы главной подгруппы I группы. Эти металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами. Получение щелочных металлов Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно 1.Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов 2LiCl=2Li+Cl2 2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов: 4NaOH=4NA+2H2O+O2

Гидроксидов щелочных Ме. Для их получения используют электролитические методы Электролиз NaCl: NaCl+2H2O=H2+Cl2+2NaOH или реакции обмена: Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3+2NaOH

Водные растворы гидроксидов щелочных Ме являются сильными основаниями — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами: 2LiOH+H2SO4=Li2SO4+2H20

2KOH+CO2=K2CO3+H2O

KOH+Al(OH)3=K[Al(OH)4] Гидриды щелочных Ме: гидриды щелочных металлов - соединения с ионным типом связи, сильные восстановители. Водой разлагаются с выделением водорода 2МеН + 2Н2О = 2МеОН + Н2. устойчивость гидридов уменьшается от лития к цезию.Гидриды лития и натрия испoльзуют для получения алюмогидридов, гидрид алюминия вводится в реакцию в виде эфирного раствора: NaН + AlН3 = Na[AlH4]. Алюмогидриды лития и натрия используются в качестве восстановителей, например, в органическом синтезе. Пероксиды и оксиды Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов - Me2O, пероксидов - Me2O2. Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом: Li2O, Na2O, Na2O2 (пероксид),K2O, K2O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид),· Rb2O, Rb2O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид), Cs2O, Cs2O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид). Литий не образует пероксидов, у Na - один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO2, у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:

4 Li + O2 2 Li2O, 2 Na + O2 Na2O2, K + O2 = KO2. Оксиды щелочных металлов можно получить из пероксидов: Ме2O2 + 2Ме 2 Ме2O. Li2О обычно получают при нагревании его карбоната:Li2CO3 = Li2O + CO2-. Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи: Ме2O + H2O = 2 МеOH. Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:Ме2O2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2, 2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2-, с кислотными оксидами и кислотами:

Me2O + SO3 = Me2SO4,

Me2O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2O,

Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4 + H2O2,

4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2.

Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями: Me2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Me2SO4 + 2H2O, но могут и сами окисляться: 5Me2O2 + 2KMnO4 +8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2SO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2- . Применение металлов и их произв: NaOH используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола. K2CO3(поташ)используют в производстве стекла и жидкого мыла. Алюмогидриды лития и натрия используются в качестве восстановителей, например, в органическом синтезе

физиологическая роль ионов Na+ и K+ Калий вместе с натрием регулируют процессы обмена веществ в живых организмах.

Билет №3

1) Диссоциация комплексных соединений. Устойчивость комплексов При растворении в воде комплексных соединений, обычно они распадаются на ионы внешней и внутренней сфер подобно cильным электролитам, так как эти ионы связаны ионогенно, в основном, электростатическими силами. Это оценивается как первичная диссоциация комплексных соединений. K[Ag(CN) 2] = К+ + [Ag(CN) 2]— Вторичная диссоциация комплексного соединения – это распад внутренней сферы на составляющие ее компоненты. Этот процесс протекает по типу слабых электролитов, так как частицы внутренней сферы связаны неионогенно (ковалентной связью). Диссоциация носит ступенчатый характер: [Ag(CN)2]- = [AgCN] + CN- (1 ступень) и [AgCN] = Ag+ + CN-(2 ступень) Для качественной характеристики устойчивости внутренней сферы комплексного соединения используют константу равновесия, описывающую полную ее диссоциацию называемую константой нестойкости комплекса (Кн). Для комплексного аниона [Ag(CN)2]— выражение константы нестойкости= [Ag+][CN-]^2//[Ag(CN)2-].

Чем меньше значение Кн, тем более устойчивой является внутренняя сфера комплексного соединения, то есть – тем меньше она диссоциирует в водном растворе. В последнее время вместо Кн используют значение константы устойчивости (Ку). Чем больше значение Ку, тем более стабильный комплекс. Ку=1/Кн

2) Особенности строения молекулы О2:Атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитное вещество, в каждой молекуле О2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренному электрону. Энергия диссоциации молекулы О2 на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.т Получение: в лаборатории: H202=O2+H20 или термич разлож богатых кислородом соединений: 2KClO3=2KCl+3O в промышленности: выделением из воздуха фракционной перегонкой

Физические и химические свойства: в свободном виде встречается в виде двух модификаций О2 («обычный» кислород) и О3 (озон). О2 — газ без цвета и запаха.ысокая прочность химической связи между атомами в молекуле О2 приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. В природе он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином крови (точнее с железом II гема), что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам. При нагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает. При поджигании он реагирует с взрывом с водородом, метаном, другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ. Известно, что при нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе многие простые и сложные вещества сгорают, причем образуются различные оксиды, например: S+O2 = SO2; С + O2 = СО2; 4Fe + 3O2 = 2Fe2O3; 2Cu + O2 = 2CuO)

С азотом N2: N2+O2=2NO а потом возникший NO реагирует с О2: 2NO + О2 = 2NO Пероксид. Кислород образует также соединения, в которых его степень окисления равна –1. Например пероксид водорода H2O2. Его получают в промышленности каталитическим окислением изопропилового спирта: (CH3)2СН(ОН) + O2 → CH3C(O)CH3 + H2O. В лабораторных условиях по реакции: BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4 Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов,Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде (5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O)

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например: Н2О2 + 2КI + Н2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O

При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород: O2 (2-) — 2e- → O2

3) барий Ва, радий Ra. Из них кальций, стронций, барий относятся к семейству щелочноземельных металлов. Это s-элементы. В виде простых веществ типичные металлы. На внешнем уровне имеют по два электрона. Отдавая их, они проявляют в соединениях степень окисления +2. В окислительно-восстановительных реакциях все металлы подгруппы ведут себя как сильные восстановители. Свойства: щелочноземельные металлы энергично реагируют с водой, вытесняя водород и образуя гидроксиды, как и щелочные металлы. Бериллий отличается от остальных элементов подгруппы и даже от магния по химическим и многим физическим свойствам. Такое отличие объясняется малым радиусом иона и соответственно высокой зарядовой плотностью. Взаимодействие с кислотами. Все эти элементы реагируют с разбавленными растворами минеральных кислот (типа HCl) Нcl+Be=BeCl2+H2 Карбонаты: Невозможно образование BeCO3 в растворе из-за сильного взаимодействия иона Be2+ c кислородом воды или OH

Оксиды и гидроксиды. При взаимодействии с кислородом Be и Mg образуют оксиды МО, а другие, более активные металлы, могут образовывать и пероксиды, например BaO2. Пероксиды могут образовываться и по реакции гидроксидов Ca, Sr и Ba с H2O2(=CaO2). Растворимость гидроксидов возрастает по мере увеличения радиуса иона и ослабления притяжения между ионом металла и гидроксид-ионом.

Соли Ве: Соли бериллия в воде быстро гидролизуются с образованием ряда гидроксокомплексов. Гидрид Ве: умеренно устойчиво в воздухе и воде, но быстро разлагается кислотами BeH2 Жесткость: совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния. Вода с большим содержанием таких солей называется жёсткой, с малым содержанием — мягкой. Различают временную жёсткость (карбонатную), образованную гидрокарбонатами и постоянную жёсткость (некарбонатную), вызванную присутствием других солей. Временная жёсткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния (Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2). Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в воде сульфатов, хлоридов Са и Mg (CaSO4,CaCl2,MgSO4,MgCl2) Методы борьбы с жесткостью: термический способ. Основан на нагреве воды, устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту. В промышленности применяется, например, на ТЭЦ.

Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду соды или гашеной извести. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок

Билет №4

1)Основы современной координационной теории были изложены в конце прошлого века швейцарским химиком Альфредом Вернером, обобщившим в единую систему весь накопившийся к тому времени экспериментальный материал по комплексным соединениям. Им были введены понятия о центральном атоме (комплексообразователь) и его координационном числе, внутренней и внешней сфере комплексного соединения, изомерии комплексных соединений, предприняты попытки объяснения природы химической связи в комплексах. комплексообразователь - нейтральный атом, положительно или отрицательно заряженный условный ион, объединяющий (координирующий) вокруг себя другие атомы, ионы или молекулы. В комплексных ионах [Cu(NH3)4]2+, [SiF6]2- комплексообразователями являются медь(II), кремний(IV). Комплексообразователь может участвовать в реакциях получения комплексов, как будучи одноатомным ионом, например: Ag+ + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]+ ;лиганды - частицы, имеющие химические связи с комплексообразователем и координирующие вокруг него. Лиганды, как правило, не связаны друг с другом, и между ними действуют силы отталкивания. В отдельных случаях наблюдается межмолекулярное взаимодействие лигандов с образованием водородных связей. Лигандами могут быть различные неорганические и органические ионы и молекулы. Важнейшими лигандами являются ионы CN-, F- , Cl-, Br-, I-, NO2-, OH-, SO3S2-, C2O42-, CO32-, молекулы H2O, NH3, CO, Дентатность лиганда(число атомов имеющих неподеленын электр.пары) Чаще всего лиганд бывает связан с комплексообразователем через один из своих атомов одной двухцентровой химической связью. Такого рода лиганды получили название монодентатных. К числу монодентатных лигандов относятся все галогенид-ионы, цианид-ион, аммиак, вода и другие.

Некоторые распространенные лиганды типа молекул воды H2O, гидроксид-иона OH-, тиоцианат-иона NCS-, амид-иона NH2-, монооксида углерода CO в комплексах преимущественно монодентатны, хотя в отдельных случаях (в мостиковых структурах) становятся бидентатными. Координационное число Важнейшей характеристикой комплексообразователя является количество химических связей, которые он образует с лигандами, или координационное число (КЧ). Эта характеристика комплексообразователя определяется главным образом строением его электронной оболочки и обусловливается валентными возможностями центрального атома. Значение координационного числа комплексообразователя зависит от его природы, степени окисления, природы лигандов и условий (температуры, природырастворителя,концентрации комплексообразователя и лигандов и др.), при которых протекает реакция комплексообразования.

Между значениями координационного числа и степенью окисления элемента-комплексообразователя существует определенная зависимость. Так, для элементов-комплексообразователей, имеющих степень окисления +I (AgI, CuI, AuI, II и др.) наиболее характерно координационное число 2 – например, в комплексах типа [Ag(NH3)2]+, [Cu(CN)2]-, [IBr2]-. Элементы-комплексообразователи со степенью окисления +II (ZnII, PtII, PdII, CuII и др.) часто образуют комплексы, в которых проявляют координационное число 4, такие как [Zn(NH3)4]2+, [PtCl4]2-, [Pd(NH3)2Cl2]0, [ZnI4]2-, [Cu(NH3)4]2+.

Номенклатура комплексных соединений:

Основа номенклатуры разработана Вернером. В соответствии с ней в комплексном соединении вначале называют катион, а затем анион. Если соединение неэлектролитного типа, то его называют одним словом.

Нейтральный лиганд называют так же, как и молекулу, а к лигандам – анионам добавляют в конце суффикс – «О». Для координированной молекулы воды также на конце употребляют суффикс – «О» (акво–). Для обозначения числа одинаковых лигандов во внутренней сфере комплекса в качестве приставки перед названием лигандов используют греческие числительные ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д. Приставку моно– не употребляют. Лиганды перечисляют в алфавитном порядке. Название лиганда рассматривают как единое целое. После названия лиганда следует наименование центрального атома с указанием степени окисления, которую обозначают римскими цифрами в круглых скобках. Слово аммин (с двумя «м») пишется применительно к аммиаку. Для всех других аминов употребляется только одно «м». Название комплексного иона пишется в одно слово. Например: [Co(NH3) 6]Сl3 – гексамминкобальта (III) хлорид,

[Co(NH3)5Н2О] Cl 3 – аквопентамминкобальта (III) хлорид,

[Co(CH 3NH2)5Cl]Cl2 – пентаметиламинхлорокобальта (III) хлорид,

[Pt(NH)3)2Br2] – диамминдибромоплатина

Если комплексный ион является анионом, то его латинское название имеет окончание «ат»:

(NН 4)2 [РdС14] – аммоний тетрахлоропалладат (II)

K[PtNH3Br 5] – калий пентабромоамминплатинат (IV)

К2[Co(CNS) 4] – калий тетрароданокобальтат (II)Если внутрисферные лиганды сложные и, особенно, если они уже включают в свое название приставки ди–, три–, то для обозначения их количества употребляют приставки бис–, трис–, тетракис–. 2) Озон-состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ.

Нахождение в природе: образуется из О2 при электрическом разряде (например, во время грозы) и под действием ультрафиолетового излучения (например, в стратосфере под действием ультрафиолетового излучения Солнца). Получение: в промышленности О3 получают действием на воздух электрического разряда.

Применение: используют для обеззараживания воды и воздуха. структура: озон нельзя удовлетворительно описать одной валентной структурой обычного типа, только комбинация двух валентных структур приводит к удовлетворительному описанию молекулы в её основном состоянии. 1)между структурами образуется ковалентная связь. спектроскопические исследования озона показали, что атомы в его молекуле расположены под углом 117° каждый из атомов кислорода окружен четырьмя парами электронов, причём некоторые пары поделенные, а некоторые неподелённые. 2)При квантовомеханическом рассмотрении молекулы озона ей приписывается волновая функция, которая представляет собой сумму волновых функций для этих двух валентных структур.эта волновая функция соответствует большей стабильности. Такая дополнительная стабилизация описывается как энергия резонанса между 2мя молекулами Озониды — вид пероксидных соединений. Неорганические озониды, например КО3 характеризуются наличием иона О3- в кристаллической решетке (так называемый озонидный ион). При растоворении мгновенно гидролизуются с образованием кислорода, перекиси водорода и обычных гидроксидов и оксидов. Неорганические озониды — очень сильные окислители. 3) d-элементы: К d-элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ) подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными s-металлами (IА, IIА) и p-элементами. Электронное строение атомов d-элементов определяет их химические свойства. 3d-Элементы по химическим свойствам существенно отличаются от 4d- и 5d-элементов. 1. У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу (тогда как у щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование). Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. 2. Вследствие незаполненности d-оболочек и наличия близких по энергии незаполненных ns- и np-уровней, d-элементы склонны к комплексообразованию; их комплексные соединения, как правило, окрашены и парамагнитны. 3. d-Элементы чаще, чем элементы главных подгрупп, образуют соединения переменного состава (оксиды, гидриды, карбиды, силициды, нитриды, бориды). Кроме того, они образуют сплавы между собой и с другими металлами, а также интерметаллические соединения. 4. Для d-элементов характерно изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в широких пределах. Хром: устойчивые с.о = +2,+3.+6. (Самая устойчивая +6) Оксиды, соответственно, CrO(основ) Cr2O3(амфот) и CrO3(кисл). И соответственно Cr(OH)2 у CrO, H2CrO4 у СrO3, Cr(OH)3 [в нейтр среде] H3CrO3[в щел среде] и Cr+3 в кислой у Cr2O3.

хроматы и дихроматы: K2CrO4 и K2Cr2O7

1)CrO3+K2O=K2CrO4

Cr2SO4+KNo3+K2CO3=K2CrO4+CNNO2+CO2+K2SO4

2)K2CrO4+2HCl= K2Cr2O7+2KCl

ХРОМОВЫЕ КИСЛОТЫ, не выделенные в свободном виде кислоты общей формулы xCrO3·H2O. Хромовая кислота Н2CrO4 средней силы, дихромовая Н2Cr2О7 более сильная; их соли - соответственно хроматы и дихроматы. Растворы хромовой кислоты используют при электролитическом хромировании и получении хрома электролизом. Хромовые кислоты ядовиты

хромпик=хромовая смесь H2SO4конц +K2Cr2O7

БИЛЕТ №5