Главная страница
Навигация по странице:

  • Ма́рганец

  • Кислотно-основные свойства

  • Амфотерность гидроксида хрома ( III )

  • Окислительно - восстановительные свойства соединений марганца в зависимости от степени окисления

  • Поведение перманганата калия в различных средах

  • Схема строения атома

    		•

    1)Эквивалент это реальная или условная частица, которая в кислотноосновных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н или он, в окислительновосстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон,


    Скачать 181.94 Kb.
    Название1)Эквивалент это реальная или условная частица, которая в кислотноосновных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н или он, в окислительновосстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон,
    Дата09.06.2019
    Размер181.94 Kb.
    Формат файлаdocx
    Имя файлаNeorganika_Shpory.docx
    ТипЗакон
    #80996
    страница6 из 6
    1   2   3   4   5   6
    Общая характеристика элементов 3 группы главной подгруппы: Алюминий — основной представитель металлов главной подгруппы III группы Периодической системы. Свойства его аналогов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2nр1 и могут проявлять степень окисления +3. С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов. Бор — неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) — металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In и Тl — чрезвычайно мягкие. Применение: галлий используют для изготовления термометров, индий используют в рефлекторах и прожекторах, хлориды галлия и индия применяют в органическом синтезе как катализаторы, сульфид таллия необходим для изготовления фотоэлементов.


    22. Бор  химический элемент III группы периодической системы, атомный номер 5,  на внешней оболочке атома Бора находятся всего 3 электрона (электронная конфигурация 2s22p1). В соединениях ионного типа Бор 3-валентен. Применение и соединения: Бор в небольших количествах вводят в сталь и некоторые сплавы для улучшения их механических свойств, сам Бор и его соединения - нитрид BN, карбид B4C3, фосфид ВР и другие - применяют как диэлектрики и полупроводниковые материалы. Обширное применение находят борная кислота и ее соли (прежде всего бура), бориды и другие. BF3 - катализатор некоторых органических реакций.  Бор относится к числу химических элементов, которые в очень малых количествах содержатся в тканях растений и животных.
    23. Алюми́ний — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 13. Обозначается символом Al. Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния). В природе алюминий в связи с высокой химической активностью встречается почти исключительно в виде соединений: Бокситы — Al2O3 · H2O, Нефелины — KNa3[AlSiO4]4, Корунд (сапфир, рубин, наждак) — Al2O3, Хризоберилл (александрит) — BeAl2O4. Применеиие: Широко применяется как конструкционный материал. Алюминий применяют для восстановления редких металлов из их оксидов или галогенидов. В стекловарении используются фторид, фосфат и оксид алюминия. Алюминий зарегистрирован в качестве пищевой добавки Е173.
    24. общая характеристика элементов главной подгруппы 2 группы. Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы, т к гидроксиды их обладают щелочными свойствами, а оксиды сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов. Общая валентная электронная формула элементов  IIА группы – ns2. Проявляют степень окисления +2. Металлы элементов IIA группы довольно сильные восстановители, химически активны и встречаются в природе только в виде соединений. В свободном состоянии – легкие металлы. Применение: наибольшее значение в промышленности имеют бериллий и магний, бериллий используют в рентгеновских трубках, сплавы бария со свинцом находят применение в типографии. Металлический кальций используют для восстановления из руд хрома, рубидия и др. металлов.


    25. Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния. Методы устранения: Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи: Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O. Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O. Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки. Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. 

    31. Ма́рганец — элемент побочной подгруппы 7 группы 4 периода , с атомным номером 25. Обозначается символом  Простое вещество марганец  — металл серебристо-белого цвета. Электронная конфигурация:3s2p6d54s2 Степени окисления: 0 (Mn), +2 (MnO – основной оксид, Mn(OH)2, MnSO4), +4 (MnO2 – амфотерный оксид, Mn(OH)4, H4MnO4), +6 (MnO3 – кислая среда, H2MnO4 – слабая кислота), +7 (Mn2O7, HMnO4 – сильная кислота). С увеличением степени окисления основной характер оксидов и гидроксидов его ослабевает и через амфотерный переходит в кислотный.
    26. Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет. Энергия ионизации представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом состоянии на бесконечность. Роль в ОВР: восстановительная активность растет при переходе от лития к францию с увеличением радиусов атомов и уменьшением энергии ионизации. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Соединения: Для получения гидроксидов (ЭОН) щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Образуют соединения ионного типа. Щелочные металлы всегда находятся в соединениях в виде положительно заряженных ионов. Их ионы на внешнем уровне имеют по 8 электронов (литий 2),не проявляют окислительных свойств. Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3(карбонаты). Есть оксиды (Э2О), пероксиды (Э2О2), супероксиды (Э2О4). Биологическая роль: По содержанию в организме человека натрий и калий относятся к макроэлементам, остальные – литий, рубидий и цезий– микроэлементам. Щелочные металлы в виде различных соединений входят в состав тканей животных и человека. Натрий и калий – жизненно необходимые элементы, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ. Применение. Щелочные металлы применяются как в промышленности, так и в химических лабораториях, например для синтезов. Литий используется для получения твердых легких сплавов.
    27. Хром — элемент побочной подгруппы 6 группы 4 периода периодической системы с атомным номером 24. Cr .Простое вещество— твёрдый металл голубовато-белого цвета. Конфигурация внеш. электронных оболочек атома 3d54s1. Степени окисления: 0 (Cr), +2 (CrO – основной оксид, Cr(OH)2 – слабый оксид), +3 ( Cr2O3 – амфотерный оксид, Cr(OH)3, H3CrO3, HCrO2), +6 (CrO2 – кислотный оксид, H2CrO4, H2Cr2O7). Кислотно-основные свойства: характер оксидов и гидроксидов хрома меняется с увеличением степени окисления: основной характер ослабевает и через амфотерный переходит в кислотный. Применение: Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов.

    28. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления: 0 (Cr – восстановитель), ), +2 (CrO – чаще восстановитель, ОВД) +О2(возд) = +3 ( Cr2O3, NaCrO2 – чаще восстановитель,ОВД), +6 ( СrO3, K2Cr2O7, K2CrO4 – окислитель).

    29. Амфотерность гидроксида хрома (III): Гидроксид хрома(III) Cr(ОН)3 обладает амфотерными свойствами, растворяется в кислотах и в щелочах 1)окислитель 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O и Сr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O. 2) Cr(OH)3 + 3KOH = K3CrO3 + 3H2O и Cr(OH)3 + 3OH- = CrO3- + 3H2O. Хроматы (СrO3): Хромат-ион при подкислении переходит в дихромат-ион (при этом окраска раствора становится оранжевой), в растворах существует равновесие между хромат- и дихромат-ионами:2CrO42− + 2H+ ↔ 2HCrO4− ↔ Cr2O72− + H2O. Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, а дихроматы — в кислой.

    30.хромовая и дихромовая кислоты. Хромовая кислота H2CrO4,соль CrO3, дихромовая кислота K2Cr2O7.  Дихроматы, как и хроматы, в кислой среде являются сильными окислителями (6-валентный Cr восстанавливается до 3-валентного), например: K2Cr2O7 + 14HCl = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O.

    32. Окислительно - восстановительные свойства соединений марганца в зависимости от степени окисления: 0 (Mn – восстановитель), +2 (MnO – ОВД), +4 (MnO2 – ОВД), +6 (MNO3, K2MnO4 – ОВД), +7 (Mn2O7, KMnO4 – окислитель). С увеличением степени окисления марганца ослабевают восстановительные свойства его соединений и через ОВД переходит в окислительные свойства.

    33. Поведение перманганата калия в различных средах: KMnO4 только окислитель в ОВР,т к Mn в степени окисления +7. На его окислительные свойства влияет среда: MnO4 (KMnO4) + восстановитель +1) H+ = cоли Mn2+;2)+H2O = Mn+4O2;3)+OH- = MnO4(2-) (K2MnO4 – химический хамелеон, неустойчив в слабощелочной среде и диспропорционирует на MnO2 и KMnO4). КИСЛАЯ СРЕДА:2KMn(+7)O4(ок) + 5KN(+3)O2(вос) +3H2SO4(р) кислая среда, солеобразователь = 2Mn(2+)SO4 + 5KN(+5)O3 + K2SO4 + 3H2O. в нейтральной среде: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH; в щелочной среде: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O;Применение: Разбавленные растворы перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор. Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.
    34. общая характеристика триады железа. Элементы триады железа (железо, кобальт, никель) находятся в побочной подгруппе VIII группы. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. В своих устойчивых соединениях эти элементы проявляют степени окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2O3. Им соответствуют гидроксиды состава R(ОН)2 и R(ОН)3. В обычном состоянии железо, кобальт, никель представляют собой тяжелые серебристо-белые металлы с высокими температурами плавления. Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем и бором. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II).РОЛЬ: В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса, называемого гемом. В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине — важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных.

    35. Желе́зо — элемент побочной подгруппы 8 группы 4 периода  с атомным номером 26. Обозначается символом Fe. Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью. Схема строения атома: Fe+26)2)8)14)2. Электронная формула атома 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3d6. Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и белоснежный гидроксид Fe(OH)2. Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) — слабый восстановитель. Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3. Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства. Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий. Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида с свободном виде не существует, но получены соли — ферраты (например, K2FeO4). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты — сильнейшие окислители. РОЛЬ: В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания), является главным действующим элементом гемоглобина крови. ПРИМЕНЕНИЕ: Железо — один из самых используемых металлов, на него приходится до 95 % мирового металлургического производства. Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов.

    1   2   3   4   5   6

    написать администратору сайта