Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач
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.
