Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


ќкислительные свойства перманганата кали€ в зависимости от рЌ среды.




ѕерманганата кали€ - тЄмно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском, умеренно растворим в воде. –астворы  ћnќ4 имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентраци€х Ц фиолетовый, свойственный анионам ћnќ4-

ѕолучение в лаборатории:

2MnO2 + 3Cl2 + 8KOH → 2KMnO4 + 6KCl + 4H2O

2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl

’имические свойства:

1. ћарганцова€ кислота и еЄ соли - перманганаты (VII)- сильные окислители

¬осстановление перманганата кали€ в средах различной кислотности протекает в соответствии схемой: ¬осстановитель + KMnO4

KMnO4 + H+ = Mn2+ (обесцвечивание раствора  ћnќ4)

KMnO4 + H2O = MnO2 (бурый осадок)

KMnO4 + OH- = MnO42- (раствор приобретает зеленый цвет)

2. –азлагаетс€ при нагревании

ѕримеры реакций с участием пepмaнгaнaтa кали€ в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной)

75. —оединени€ хрома в степени окислени€ +3.

ќкси́д хро́ма (III) Cr2O3 (хромова€ зелень)

ќчень твЄрдый тугоплавкий порошок зелЄного цвета, нерастворим в воде, по твердости близок к корунду, температура плавлени€ 2435∞C.

ѕолучение:

1. ѕри прокаливании —г(ќЌ)3

2—г(ќЌ)3 = —r2O3 + 3Ќ2ќ

2. ѕри сжигании дихромата аммони€ (NH4)2Cr2O7

(NH4)2Cr2O7 = —r2ќ3 + N2 + 4Ќ2ќ

ќксид хрома (III) Cr2O3 - амфотерное соединение

1. — кислотами образует соли хрома (III)

—r2O3 + 6HCl = 2Cr—l3 + 3Ќ2ќ

2. ѕри растворении в растворах щелочей образуютс€ комплексные соединени€ хрома:

—r2O3 + 6NaOH + 3Ќ2ќ = 2Nа3[—r(ќЌ)6]

ј при сплавлении с основани€ми - хроматы (III):

—r2ќ3 + 2NaќЌ = 2Na—rќ2 (метахромит натри€) + Ќ2ќ

—r2ќ3 + 6NaќЌ = 2Na3—rќ3 (ортохромит натри€) + 3Ќ2ќ

ѕоскольку Cr2O3 - соединение хрома в промежуточной степени окислени€, в присутствии сильного окислител€ в щелочной среде он окисл€етс€ до хромата: Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2

ј сильные восстановители его восстанавливают:

Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr

√идроксид хрома (III) Cr(OH)3 Ч амфотерный гидроксид —еро-зеленого цвета, не раствор€етс€ в воде.

ѕолучение:

1. ѕри обработке солей хрома (III) щелочами:

Cr—l3 + 3 ќЌ = —г(ќЌ)3↓ + 3K—l

2. ѕри гидролизе солей хрома (III) с карбонатами щелочных металлов или сульфидом аммони€:

2Cr—l3 + 3 2CO3 = —r2(CO3)3 + 6K—l

—r2(CO3)3 + 3H2O = 2—r(ќЌ)3↓ + 3CO2

’имические свойства:

1. –еагирует с кислотами и щелочами:

2—r(ќЌ)3 + 3H2SO4 = —r2(Sќ4)3 + 6Ќ2ќ

—r(ќЌ)3 + 3NaOH = Nа3[—r(ќЌ)6]

2. –азлагаетс€ при нагревании:

2—r(ќЌ)3 = —r2ќ3 + Ќ2ќ

76. —оединени€ хрома в степени окислени€ +6.

ќксид хрома (VI) —rќ3 - кислотный оксид

√идроксидами хрома (VI) €вл€ютс€ две кислоты: хромова€ H2CrO4 и дихромова€ H2—r2O7

ќбе кислоты существуют только в водных растворах.

ќни образуютс€ при растворении в воде оксида xpoмa (VI):

—rќ3+ Ќ2ќ(изб.) = Ќ2—rќ4

2—rќ3 + Ќ2ќ(недост.) = Ќ2—r2ќ7

 ак кислотный оксид —rќ3 реагирует со щелочами: —rќ3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Ќ2ќ

—оли хромовой кислоты называютс€ xpоматами, например, K2CrO4 - хромат кали€.

—оли дихромовой кислоты называютс€ дихроматами:  2—r2O7 - дихромат кали€.

’роматы образуютс€ при взаимодействии —rќ3 или растворов хромовых кислот со щелочами:

—rќ3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Ќ2ќ

ƒихроматы получаютс€ при действии на хроматы кислот: 2Na2—rO4 + H2SO4 = Nа2—r2O7 + Na2SO4 + H2O

¬озможен и обратный перexoд при добавлении щелочей к растворам дихроматов:

2—r2O7 +2NaOH = 2Na2CrO4 + H2O

–авновесие в системе хромат - дихромат можно представить следующими уравнени€ми в ионной форме:2—rO42- + 2H+ = —r2O72- + H2O (желта€ окраска переходит в оранжевую)

—r2O72- + 2OH- = 2CrO42- + H2O (оранжева€ окраска переходит в желтую)

Xpoмaты и дихроматы - сильные окислители.

ќсобенно сильные окислительные свойства они про€вл€ют в кислой среде: K2—r2O7 + 3Nа23 + 4H2SO4 = «Na2SO4 + —r2(SO4)3 +  2SO4 + 4H2O

K2—r2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 4K2SO4 + —r2(SO4)3 + 3I2 + 7H2O

Ќасыщенный на холоду раствор K2—r2O7 в конц. серной кислоте - хромова€ смесь, используетс€ как окислитель дл€ очистки стекл€нной химической посуды в аналитической химии.

—еребро и его соединени€.

—еребро́ Ч элемент побочной подгруппы I группы, 5 периода периодической системы химических элементов ƒ. ». ћенделеева, с атомным номером 47. ќбозначаетс€ символом Ag.

—троение внешнего электронного сло€: Е5s14d10

јтомы серебра, имеют завершенный d-подуровень предпоследнего сло€, но не вполне стабилизированы, и способны к частичной потере электронов. ¬озможные степени окислени€: +1

Ёлемент серебра, имеет менее €рко выраженное металлическое свойство по сравнению с металлами главной подгруппы. Ёто св€зано с тем, что радиус атомов серебра, значительно меньше, а энерги€ ионизации намного больше, чем у атомов натри€, кали€. ѕоэтому серебро, мало активно, причем инертность возрастает с увеличением атомной массы.

Ќахождение в природе:

¬ природе серебро встречаетс€ в виде самородков с примесью золота, ртути и др.

ћинералы серебра: Ag2S - аргентит, серебр€ный блеск; AgCl - роговое серебро

‘изические свойства:

—еребро Ц серебристо-белый, блест€щий металл, лучше всех проводит тепло, электрический ток. ѕо ковкости и т€гучести уступает золото.

’имические свойства: 1. —еребро не окисл€етс€ на воздухе ни при каких услови€х. „астичное почернение объ€сн€етс€ тем, что на поверхности образуетс€ Ag2S;2. —вободные галогены легко окисл€ют серебро до галогенидов:

2Ag + I2 = 2AgI (однако на свету эта реакци€ обратима, и галогениды серебра (кроме фторида) постепенно разлагаютс€); 3. ѕри нагревании с серой серебро даЄт сульфид Ag2S; 4. –азбавленные сол€на€ и серна€ кислоты на серебро не действуют.

—еребро раствор€етс€ в холодной разб. HNO3 и кип€щей конц. H2SO4

3Ag + 4HNO3 = 2AgNO3 + NO + 2H2O

2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

¬ Ђцарской водкеї серебро не раствор€етс€.

ќксид серебра (I) - Ag2O

AgNO3 + NaOH = NaNO3 + AgOH

2AgOH = Ag2O(черный) + H2O

’имические свойства:

Ag2O +2HNO3 = 2AgNO3 + H2O

Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O

 ачественна€ реакци€ на Ag+

а) с сол€ной кислотой:

Ag+ + Cl- = AgCl (белый творожистый осадок)

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

б) с тиосульфатом натри€:

2AgNO3 + Na2S2O3 = Ag2S2O3 + 2NaNO3

Ag2S2O3 + H2O = Ag2S + H2SO4 (образуетс€ белый осадок Ag2S2O3, который вследствие гидролиза очень быстро желтеет, буреет и становитс€ черным Ag2S)

78. —оединени€ ртути +1, +2. ¬ди€ние соединений ртути на живый огранизмы.

ќксид ртути (I)

ѕолучение:

Ќg2(Nќ3)2 + 2NaOH = 2NаNќ3 + Hg2ќ↓ + Ќ2ќ

2Hg+ + 2ќЌ- = Hg2O↓ + Ќ2ќ (образующийс€ осадок имеет буровато-черный цвет)

—оли ртути (I)

Ќитрат ртути (I) - Ќg2(Nќ3)2 - одна из немногих растворимых солей ртути (I). ѕолучаетс€ при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:

6Hg + 8ЌNќ3 = 3Ќg2(Nќ3)2 + 2NO↑ + 4Ќ2ќ

’лорид ртути (I) - Hg2C12 - или каломель белый, нерастворимый в воде порошок.

HgC12 + Hg = Hg2C12

Hg22+ + 2—l- = Hg2Cl2

ќксид ртути (II)

ѕолучение:

Ќg(Nќ3)2 + 2NaOH = 2NаNќ3 + Hgќ↓ + Ќ2ќ

Hg2+ + 2ќЌ- = HgO↓ + Ќ2ќ (образующийс€ осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную модификацию оксида ртути (II))

—оли ртути (II)

Ќитрат ртути (II) - Ќg(Nќ3)2 - получаетс€ при действии избытка гор€чей азотной кислоты на ртуть.

Hg + 4HNO3(конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

’орошо растворим в воде.

’лорид ртути (II), или сулема, HgC12 - бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде, однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает. »з раствора HgC12 кристаллизуетс€ в виде длинных блест€щих призм.

HgSќ4 + 2NaCl = Na24 + HgC12

…одид ртути (II)- HgI2 - оранжево-красный осадок при действии раствора йодида кали€ на соли ртути (II)

Hg2+ + 2I- = HgI2

¬ избытке йодида кали€ соль легко раствор€етс€, образу€ бесцветный раствор комплексной соли:

HgI2 + 2 I = K2[HgI4]

—ульфид ртути (II) Ц HgS - встречаетс€ в природе. »скусственно он может быть получен в виде вещества черного цвета пр€мым соединением серы со ртутью или действием сероводорода на растворы солей ртути (II).

Hg + S = HgS

Ќg(Nќ3)2 + H2S = ЌgS + 2HNќ3

ѕри нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртути (II) превращаетс€ в красное кристаллическое видоизменение Ц киноварь.

Ќаиболее €довиты пары́ и растворимые соединени€ ртути. ћеталлическа€ ртуть не оказывает воздействи€ на организм. ѕары могут вызвать т€жЄлое отравление. –туть и еЄ соединени€ (сулема, каломель, цианид ртути) поражают нервную систему, печень, почки, желудочно-кишечный тракт, при вдыхании Ч дыхательные пути (а проникновение ртути в организм чаще происходит именно при вдыхании еЄ паров, не имеющих запаха).





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2017-02-28; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 2287 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

—амообман может довести до саморазрушени€. © Ќеизвестно
==> читать все изречени€...

1638 - | 1493 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.034 с.