Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач - Михаил Бармин

CoCl2 ∙ 6H2O; Co(NO3)2 ∙ 6H2O

Со(II) образуют как анионные, так и катионные комплексы соединения. Анионные комплексные соединения малоустойчивы и распадаются в воде. Координационное число 6 или 4. Качественные реакции используются в аналитической химии и сводятся к следующей схеме:

CoCl2 + NH4NCS =

Роданид аммония

CoCl2 + 2NH4NCS = Co(NCS)2 + 2NH4Cl

Co(NCS)2 + NH4NCS = (NH4)2(Co(NCS)4

При обработке раствора органическими растворителями появляется синее окрашивание. При разбавлении происходит постепенное проявление розового окрашивания.

Качественная реакция на Со(П).

Co(NCS)4+2 + H2O – [Co(H2O)6]2+ + NCS-

Со(III)

Водные растворы солей Со(III) неустойчивы, обладают сильными окислительными свойствами. Для Со(III) получено большое количество различных катионных комплексов.

Применение Со.

Используется при получении сплавов цветных, эмалей (голубой) сегментов, красителей, используется в качестве микроэлемента в удобрениях.

ЛЕКЦИЯ 21 Подгруппа никеля (Ni)

Ni – полиизотопный элемент. Различаются 2 кристаллические модификации:

α Ni до t=250° C; βNi t>250° C

Относится к числу рассеянных элементов. Однако, в природе встречаются минералы:

важнейший – никелин.

В промышленности получен аналогично Со.

Степени окисления : +2, +3. Основная степень окисления +2. Ni – является малоактивным соединением, не взаимодействует со щелочами, с О2. Взаимодействует при t> 5000, при нагревании взаимодействует с галогенами, С, В, N и другими элементами с образованием соединений переменного состава. Менее активен по

сравнению с Со при взаимодействии с минеральными солями.

Основные соединения:

Ni(O):

Ni + 4CO = Ni(CO)4

Ni (II) жидкость, разлагающаяся при температуре 200° С с образованием химически чистого Ni при взаимолействии Ni с минеральными солями или другими химическими соединениями образуются соединения Ni со степенью окисления (+2)

Водные растворы представляют собой аквакомплекс (зеленого цвета) [Ni(H2O)6]+2. Ni (II) способен образовывать комплек-сные соединения анионного типа с координационным числом

«4»: [Ni(CN)4] –2

Количество комплексных соединений для Ni (II) достаточно велико. При взаимодействии c диметилглиоксимом – качественная реакция (р-ия Чугаева) (яркое малиново-окрашенное вещество)

При действии сильных окислов на соединение Ni(II) образуются соединения Ni(III). Соединения Ni(III) достаточно разнообразны, (однако, они неустойчивы), являются сильными окислителями Ni(OH)3

Применение:

Широко используют при создании жаро– и коррозийно-про-чных сплавов.

ЛЕКЦИЯ 22 Галогены

Элементы УП-А группы:

F, Cl, Br, J, At

(галогены)

Физические свойства:

…ns2p5

F

Cl

Br

J

At

R, нм

0,071

0,099

0,114

0,133

–

Е, эв

3,6

3,8

3,54

3,29

–

У. эв

17,42

12,97

11,81

10,45

9,2

%

2,8 10-2

2,6 10-2

8 10-5

4 10-4

–

Чрезвычайно активные элементы.

Фтор.

Фтор в природе встречается в виде одного изотопа (9), однако искусственно получены его радиоактивные изотопы. Во всех своих основных соединениях фтор всегда проявляет степень окисления: «-1».

Впервые фтор был получен в 1886 году А.Муассаном. Фтор представляет собой газообразное вещество желто-зеленого цвета, с температурой кипения = -187°. Вещество чрезвычайно ядовито, химически активно. В природе фтор встречается только в твердом состоянии. Важнейшие минералы фтора: CaF2,

3Ca3 (Po4)2 CaF2, криолин – Na3 AlF6 .

Получают фтор в промышленности при электролизе дифторида К.

Температура электролиза ≤ 2500.

Химические свойства:

Фтор – самый активный химический элемент

EF-F = 151 кдж/моль. Eэ-F = 400-800 кдж/моль. Eа = 4 кДж/моль. Ea ≤ 4 кдж/моль

Таким образом, малое значение Еа при взаимодействии фтора с элементами и химическими соединениями, невысокое значение Есвязи между атомами F и образование прочных химических связей с различными химическими элементами, малый размер атомов фтора и определяет высокую химическую активность фтора.

Фтор не взаимодействует с: O2, He, Ne, Ar.

C остальными элементами и соединениями взаимодействует без исключения, например:

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2↑

2H2 O + 2F 2 → 4HF + O2↑ S + 3F2 → SF6

Фтор взаимодействует с галогенами: C2, Br2, J2 с образовани-ем различных галогенопроизводных фтора:

FCl, FCl3, FCl5, FCl7

При взаимодействии с NH3 процесс идет по следующей схеме:

H3 + F2 → HF + NF3

Фтор является чрезвычайно сильным окислителем, взаимодействует с инертными газами (см. инертные газы)

Xe + F2 → XeF4

F взаимодействует с Н2 со взрывом

F2 + H2 → 2HF + Q

CaF2 + H2SO4 – CaSO4↓ + 2HF

Соединения фтора (фтороводород):

HF – чрезвычайно активное химическое соединение. Темпе-ратура кипения -19,5° С.

O2 + HF → SiF4 + H2O

F4 + 2HF → H2[SiF6]

HF смешивается с H2O происходит образование плавиковой кислоты. HF (плавиковая кислота) является чрезвычайно ядо-витым соединением.

Молекула HF находится в газообразном состоянии или в рас-творе. В водном растворе происходит диссоциация по следую-щей схеме:

H2O + HF → H3O+ + F-

K = 7,2 10– 4 HF слабая кислота

HF + F-/ → HF 2-

K =5,1

Таким образом, в растворе плавиковой кислоты достаточной концентрации происходит образование ионов HF 2-. Поэтому при нейтрализации плавиковой кислоты щелочами и происхо-дит образование дифторидов ионов

KF HF (KHF2)

Соли плавиковой кислоты (фториды) обычно трудно растворимы в водных растворах, за исключением солей, образованных элементами: N, K, Po, Cs, NH4, Sn, Gg и др.

Оксид F.

OF2 представляет собой газообразное вещество, являющееся сильным окислителем и образованным в результате взаимодействия следующих соединений:

NaOH + F2 → NaF + H2O + OF2↑

Применение F:

F2 широко используется при получении различных фторорганических соединений, среди которых имеется хладоагенты

Используется для получения

[-CF2 – CF2-]n – тэфлон (инертное вещество)

F2 и его соединения , такие как OF2, FCl3, BrF5, используются как окислители в ракетной технике. AlF3 используется как катализатор.

Криолит широко применим при получении Al.

Cl, Br, J, At

Наиболее устойчивые степени окисления для изучения элементов имеют: Cl: -1, +1, +3, +5, +7; B: -1, +5, +7

ЛЕКЦИЯ 23 Кислородные соединения галогенов

а) кислоты

НCIO – хлорноватистая к-та (гипохлориты – соли)

HClO3 – хлорноватая к-та (хлораты) HClO4 – хлорная (перхлораты)

Наиболее слабой кислотой является хлорноватистая кислота HClO2 – хлористая к-та (хлориты)

Хлорная кислота (HClO4) является самой сильной из всех известных кислот.

Окислительная способность изменяется в обратном направлении. Поэтому HСlO является сильным окислителем и широко используется в легкой и текстильной промышленности при отбеливании различных материалов

HClO– → HCl + "O", "2"O" = O2

HClO → Cl2+1O + H2O

HClO → HCl-1 +HClO3

Устойчивость кислот уменьшается снизу вверх.

HBrO3 → Br2 + H2O + O2|

HJ+5O3

Устойчивость кислородосодержащих соединений со степенью окисления +5 возрастает от Cl к J. Однако, окислительная способность и относительная сила кислот изменяется в обратном направлении. В практике находит большое значение кислородосодержащие кислоты галогенов со степенью окисления +5, который используется в качестве исходных продуктов для получения окислителей и химически активных соединений.

Способы получения:

Ba(ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HClO3

Ba(OH )2 + Cl2 → Ba(OCl2) + Ba(Cl3)2

Br02 + Cl02 +H2O → HBr+5O3 + HCl-1

J2 – HNO3 → HJOконц3. + NO↑ + H2O

Важное значение в практике приобрела хлорная кислота, которую получают двумя способами:

1) действие минеральных кислот на соответствующие соли хлорной кислоты (перхлораты)

2) путем электролиза хлоратов

а) Cl2+1O

KСlO4 + H2SO4 → NСlO4 – KHSO4

конц.

HClO4 отгоняется с помощью водяного пара

[KCl+5O3 → KCL+7O4 + KCl-1]

Хлорная кислота является самой сильной из всех известных кислот. Насыщенные растворы являются сильнейшими окислителями. (Водные ее растворы – слабые окислители).

В присутствии HClO4 все остальные известные кислоты ведут себя как основания.