Глава V. D-металлы. Железо, цинк, медь, хром, марганец
d-металлы находятся в Б-группах 4 – 7 периодов периодической системы. У атомов d-металлов происходит заполнение электронами предвнешнего (n – 1)d-подуровня, число электронов на котором, в зависимости от порядкового номера элемента, возрастает от одного до десяти. На внешнем уровне d-металлы содержат один или два электрона.
Восстановительные свойства d-металлов в периодах изменяются мало. Это объясняется одинаковой электронной структурой внешнего уровня и незначительными изменениями атомных радиусов в пределах периода. Восстановительные свойства d-металлов в пре группы Б сверху вниз заметно уменьшаются, что связано со значительным увеличением заряда ядра атомов при незначительном изменении их атомных радиусов.
В образовании химических связей у d-металлов принимают участие не только s-электроны внешнего уровня, но и различное число d-электронов предвнешнего уровня, поэтому d-металлы проявляют в соединениях переменные степени окисления. Кроме этого, атомы и катионы d-металлов, благодаря наличию вакантных атомных орбиталей в валентных уровнях, могут образовывать химические связи по донорно-акцепторному механизму в комплексных соединениях.
Химические свойства соединений d-металлов включают кислотно-основные, окислительно-восстановительные и комплексообразующие свойства.
Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-металлов зависят от степени окисления металла. Соединения с низшей степенью окисления Ме (+1, +2) проявляют слабо основные свойства: FeO, Cu2O, CrO, MnO. Исключение составляют ZnO и CuO, которые амфотерны.
Соединения с промежуточной степенью окисления Ме (+3, +4) проявляют амфотерные свойства: Fe2O3, Cr2O3, MnO2.
Соединения с высшей степенью окисления металла (+5, +6, +7) проявляют кислотные свойства: V2O5, CrO3, Mn2O7.
От степени окисления d-металла зависят его окислительно-восстановительные свойства. Соединения, содержащие d-металл в промежуточной степени окисления, проявляют окислительно-восстановительную двойственность, т.е. могут быть, в зависимости от партнера по реакции, или окислителем, или восстановителем. Соединения с высшей степенью окисления d-металла проявляют только окислительные свойства, а соединения с низшей степенью окисления – только восстановительные свойства.
Атомы и катионы d-металлов являются активными комплексообразователями, так как содержат в валентных уровнях вакантные s, p, d-орбитали. За счет гибридизации этих орбиталей образуются равноценные гибридные орбитали, которые имеют определенную направленность, из-за чего внутренняя сфера комплексного соединения приобретает определенную геометрическую структуру.
Железо
Находится в 4-ом периоде в VIIIБ группе периодической системы, его электронная формула 1s22s22p63s23p63d64s2. Наиболее характерные степени окисления железа в соединениях +2 и +3. Железо – металл средней химической активности.
При нагревании железо энергично реагирует с такими типичными неметаллами, как хлор, сера, кислород. С хлором окисление железа идет до Fe+3, а с более слабым окислителем – серой до Fe+2:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Fe + S = FeS
В сухом воздухе железо окисляется кислородом, образуя смешанный оксид Fe3O4:
3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO*Fe2O3)
Во влажном воздухе в реакции окисления железа кислородом участвует вода:
4Fe + 3O2 + 2xH2O = 2(Fe2O3*xH2O) (ржавчина)
В отсутствии кислорода железо при высокой температуре реагирует с водой, вытесняя из нее водород:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑
Железо, Ме средней активности, легко вытесняет водород из соляной и разбавленной серной кислот, образуя при этом соли двухвалентного железа:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
Fe + H2SO4(разб.)= FeSO4 + H2↑
Концентрированные серная и азотная кислоты при обычной температуре с железом не реагируют вследствие его пассивации из-за возникновения на поверхности железа плотной защитной пленки. Однако при высокой температуре из-за нарушения целостности пленки железо окисляется этими кислотами, образуя соли трехвалентного железа:
2Fe0 + 6H2S+6O4(конц.) = Fe2(SO4)3 + 3S+4O2 + 6H2O
Fe0 – 3e = Fe+3
S+6 + 2e = S+4
Fe + 6HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Fe0 – 3e = Fe+3
N+5 + e = N+4
Железо не взаимодействует с растворами щелочей.
Окислительно-восстановительные свойства железа и его соединений зависит от степени окисления. так металлическое железо – только восстановитель, то соли железа (III) используется как окислитель средней силы:
2FeCl3 + 2KJ = FeCl2 + 2KCl + J2
2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2
Соединения железа (II) могут быть как окислителями, так и восстановителями:
Fe+2 восстановитель: 4Fe+2(OH)2 + O20 + 2H2O = 4Fe+3(O-2H)3
Fe+2 окислитель: Fe+2O + C+2O = Fe0 + C+4O2
Все растворимые соли железа гидролизуются по катиону, т.к. образованы слабыми основаниями:
Fe3+ + H2O ↔ (FeOH)2+ + H+
Fe2(SO4)3 + 2H2O ↔ 2(FeOH)SO4 + H2SO4
Fe2+ + H2O ↔ (FeOH)+ + H+
2FeSO4 + 2H2O ↔ (FeOH)2SO4 + H2SO4
Железо, подобно всем d-элементам, - активный комплексообразователь:
FeCl3 + 6KCNS = K3[Fe(CNS)6] + 3KCl
Fe3+ + 6CNS- = [Fe(CNS)6]3-
Катион Fe3+ - акцептор электронов предоставляет шесть гибридных орбиталей для образования шести ковалентных донорно-акцепторных связей с роданид-ионами CNS- - донорами электронов. Как комплексообразователь железо входит в состав многих жизненно важных биологических комплексов, таких как гемоглобин, миоглобин, цитохромы.
Цинк
Является d-металлом IIБ группы 4-го периода периодической системы, его электронная формула – 1s22s22p63s23p63d104s2. Так как цинк имеет заполненный d-подуровень, то в образовании химических связей участвуют только внешние 4s-электроны, и поэтому во всех соединениях цинк проявляет степень окисления +2. цинк относится к Ме средней активности, однако он более активен, чем железо.
Цинк устойчив на воздухе, т.к. покрыт тонким слоем плотной защитной пленки оксида ZnO, поэтому вода и кислород при обычной температуре на цинк не действуют. При нагревании цинк реагирует со многими неметаллами, образуя галогенидыZnCl2, сульфидZnS, оксидZnO.
Оксид цинка, образующий защитную пленку на поверхности Ме, является амфотерным и поэтом реагирует как с кислотами, так и со щелочами:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
ZnO + H+ = Zn2+ + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]
ZnO + 2OH- + H2O = [Zn(OH)4]2-
После растворения оксидной пленки цинк активно реагирует с кислотами и со щелочами вследствие высокой восстановительной способности:
Zn0 + H2+SO4(разб.) = Zn+2SO4 + H20↑
Zn0 + 2NaOH + 2H2+O = Na2[Zn2+(OH)4] + H20↑
Свежеочищенный цинк при нагревании реагирует также и с водой:
Zn0 + 2H+2O = Zn2+(OH)2 + H20
В этих реакциях цинк окисляется катионами Н+, входящими в состав кислоты или воды.
С кислотами, в которых окислителем является не катион водорода, а другой элемент, например сера в концентрированной серной кислоте или азот в азотной кислоте любой концентрации, цинк реагирует, давая ряд продуктов восстановления этих элементов
4Zn + 5H2SO4(конц.) = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O
4Zn + 10HNO3(разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Растворимые соли цинка подвергаются гидролизу по катиону, т.к. ему соответствует слабое основание:
ZnCl2 + H2O ↔ (ZnOH)Cl + HCl
Zn2+ + H2O ↔ (ZnOH)+ + H+
Цинк, подобно всем d-металлам, активный комплексообразователь:
ZnCl2 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl
Цинк – жизненно необходимый элемент. Комплексами цинка являются многие ферменты и биологически активные вещества.
Медь
Является d-металлом IБ группы 4-го периода периодической системы, ее электронная формула: 1s22s22p63s23p63d104s1. На внешнем уровне у атома меди остался один 4s-электрон из-за перехода второго 4s-электрона на 3d-подуровень, т.к. образование полностью заполненного 3d10-подуровня энергетически выгодно. В соединениях медь проявляет степени окисления +1 и +2, в ряду напряжений Ме она стоит после водорода и является малоактивным Ме.
В сухом воздухе медь почти не изменяется. Образующаяся на ее поверхности тонкая плотная защитная пленка красного оксида меди (I) Cu2O предохраняет медь от дальнейшего окисления: 4Cu0 + O20 = 2Cu+2O-2
Во влажном воздухе медь покрывается зеленоватым налетом основной соли карбоната гидроксомеди (II): 2Cu0 + O20 + CO2 + H2O = (Cu+2O-2H)2CO3
Cu – 2e = Cu+2
O0 + 2e = O-2
В отсутствии влаги кислород окисляет медь только при высокой температуре с образованием черного оксида меди (II) CuO:
2Cu0 + O20 = 2Cu+2O-2
С галогенами медь реагирует при обычной температуре, а с серой – при нагревании, образуя соединения меди (II):
Cu0 + Cl20 = Cu+2Cl-2
Cu0 + S0 = Cu+2S-2
Медь – малоактивный Ме и не реагирует с кислотами-окислителями за счет катионов Н+, такими как соляная и разбавленная серная кислота, в отсутствии окислителей. Однако в присутствии кислорода может протекать следующая реакция:
Cu0 + O20 + 4HCl = 2Cu+2Cl2 + H2O
Cu0 – 2e = Cu+2
O0 + 2e = O-2
Медь реагирует с серной кислотой только концентрированной, а с азотной – любой концентрации:
Cu0 + 2H2S+6O4(конц.) = Cu+2SO4 + S+4O2↑ + H2O
Cu0 – 2e = Cu+2
S+6 + 2e = S+4
Cu0 + 4HN+5O3(конц.) = Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2↑ + 2H2O
Cu – 2e = Cu+2
N+5 + e = N+4
3Cu + 8 HNO3(разб.)= 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
Оксиды и гидроксиды меди имеют слабоосновные свойства, поэтом не реагируют с водой и щелочами, но легко растворяются в кислотах. Все растворимые соли меди гидролизуются по катиону:
Cu2+ + H2O ↔ (CuOH)+ + H+
2CuSO4 + 2H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4
Медь – активный комплексообразователь. Катион меди (II) имеет свободные одну s- и три р-орбитали, поэтому является акцептором электронов, предоставляя четыре sp3-гибридные атомные орбитали для образования четырех ковалентных донорно-акцепторных связей:
CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4
Эта реакция комплексообразования используется для открытия ионов Cu2+ в растворе, т.к. гидратированный катион меди имеет голубой цвет, а комплексный ион меди с аммиаком – яркий сине-фиолетовый цвет. Комплексные соединения меди входят в состав ферментов, участвующих в кроветворении. Соединения меди очень вредны для низших организмов (грибков, бактерий), на этом основано их применение, прежде всего медного купоросаCuSO4*5H2O, в сельском хозяйстве в качестве инсектицидов.
Хром
Является d-металлом 4-го периода VIБ группы периодической системы, его электронная формула 1s22s23s23p63d54s1. Как видно, один из внешних 4s-электронов атома хрома перешел на 3d-подуровень, т.к. образование наполовину заполненного подуровня (3d5) энергетически выгодно. Хром, подобно другим d-металлам, проявляет в соединениях переменные степени окисления, наиболее устойчивыми из которых являются +2, +3, +6.
В соответствии с характерными степенями окисления хром образует три вида гидроксидов, различающихся по кислотно-основным свойствам.
Степени окисления +2 +3 +6
Оксиды CrO Cr2O3 CrO3
Гидроксиды Cr(OH)2 Cr(OH)3; HCrO2 H2CrO4;H2Cr2O7
Характер соединения Основной Амфотерный Кислотный
Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов с возрастанием степени окисления хрома можно охарактеризовать следующими реакциями:
Основные свойства Кислотные свойства
Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O H2CrO4 + 2NaOH = Na2CrO4 + 2H2O
H2Cr2O7 + 2NaOH = Na2Cr2O7 + 2H2O
Хромовая (H2CrO4) и двухромовая H2Cr2O7 кислоты образуют соли – хроматы и дихроматы, которые легко превращаются друг в друга в зависимости от характера среды. В кислой среде устойчивы дихроматы (оранжевая окраска раствора), в щелочной – хроматы (желтая окраска).
2Na2CrO4 + H2SO4 ↔ Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O
Na2Cr2O7 + 2NaOH ↔ 2Na2CrO4 + H2O
Cr2O72- + 2OH- ↔ 2CrO42- + H2O
Окислительно-восстановительные свойства хрома и его соединений зависят от степени окисления хрома.
Степени окисления 0 +2 +3 +6
Соединения Cr CrO Cr2O3 CrO3
CrCl2 CrCl3 Na2CrO4,
K2Cr2O7
Свойства только вос- восстановители и только
становитель окислители окислители
металлический хром –восстановитель средней активности, но более активный, чем железо. При обычных условиях хром реагирует только со фтором, при нагревании – с хлором, бромом и серой.
2Cr + 3F2 = 2CrF3 Cr + S = CrS (при нагревании)
Хром реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами, вытесняя из них водород и образуя соли двухвалентного хрома:
Cr + 2HCl = CrCL2 + H2↑
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑
Концентрированная серная и азотная кислоты при комнатной температуре на хром не действуют из-за пассивации и еще большего закрепления его защитной пленки.
Соединения, содержащие хром в промежуточной степени окисления (+2, +3), проявляют окислительно-восстановительную двойственность:
Восстановитель(Cr+2, Cr+3) окислитель (Cr+2, Cr+3)
4Cr+2O + 3O2 = 2Cr2+3O3 Cr+2O + C+2O = Cr0 + C4O2
2Cr2+3O3 + O20 + 8NaOH = 4Na2Cr+6O4-2 + 4H2O Cr2+3O3 + 2Al0 = 2Cr0 + Al2+3O3
Соединения, содержащие хром в высшей степени окисления +6, являются только окислителями. Окислительная способность соединений Cr+6 сильнее выражена в кислой среде, при этом хром восстанавливается до трехвалентного состояния:
К2Cr2O7 + 14 HCl = 2CrCl3 +3Cl2 + 2KCl + 7 H2O
K2Cr2O7 + 6KJ + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3J2 + 4K2SO4 + 7H2O
Окислительные свойства хрома (VI) в соединениях проявляются и при термическом разложении дихромата аммония, когда протекает внутримолекулярная ОВ реакция:
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O
Все соединения хрома токсичны, но наиболее ядовиты соединения хрома (VI), особенно CrO3.
Марганец
Относится к d-металлам 4-го периода VIБ группы периодической системы. Атом марганца имеет следующую электронную формулу: 1s22s22p63s23p63d54s2. Марганец, подобно другим d-металлам, проявляет в соединениях различные степени окисления, наиболее устойчивы из них +2, +4, +7.
В соответствии с характерными степенями окисления марганец образует три вида оксидов и гидроксидов:
Степени окисления +2 +4 +7
Оксиды MnO MnO2 Mn2O7
Гидроксиды Mn(OH)2 MnO(OH)2=H2MnO3 HMnO4
Характер соединения основной амфотерный кислотный
Изменение кислотно-основных свойств кислородных соединений в зависимости от степени окисления марганца можно проследить с помощь. Следующих реакций:
Основные свойства кислотные свойства
MnO + 2HCl = MnCl2 + H2O MnO2 + 2NaOH = Na2MnO3 + H2O
MnO2 + 4HF = MnF4 + 2H2O Mn2O7 + 2NaOH = 2NaMnO4 + H2O
Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца также зависят от степени его окисления:
Степени окисления 0 +2 +4 +7
Соединения Mn MnO, MnSO4 MnO2 Mn2O7,KMnO4
Свойства только восстановители окислители только
Восст-ль (ОВ двойственность) окислители
Металлический марганец является восстановителем средней активности, однако более сильным, чем железо и хром. Основная защитная пленка на поверхности Ме защищает его от воздействия атмосферы. В кислотах эта пленка растворяется и марганец реагирует с кислотами аналогично другим d-металлам средней активности, окисляясь до соединений Mn+2. Со щелочами марганец не взаимодействует.
Соединения марганца с промежуточными степенями окисления (+2, +4) проявляют окислительно-восстановительную двойственность:
Восстановительные свойства (Mn+2, Mn+4) окислительные свойства (Mn+2, Mn+4)
2MnO + O2 = 2MnO2 MnO + CO = Mn + CO2
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3=2HMnO4+3Pb(NO3)2+2H2O MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Соединения, содержащие марганец в высшей степени окисления +7, проявляют только окислительные свойства. Наиболее сильно окислительные свойства KMnO4 проявляются в кислой среде, при этом Mn+7 восстанавливается до иона Mn+2:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
В нейтральной среде перманганат калия – более слабый окислитель, чем в кислой, при этом степень окисления марганца изменяется от +7 до +4:
2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
В щелочной среде окислительные свойства KMnO4 выражены слабее, чем в нейтральной, что подтверждается изменением степени окисления марганца всего на единицу – от +7 до +6:
2KMnO4 + NaNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + NaNO3 + H2O
Высокая окислительная способность Mn+7 проявляется в реакции получения кислорода при прокаливании соли KMnO4:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
В этой внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции окислитель Mn+7 настолько сильный, что отнимает электроны у очень слабого восстановителя О2.
Разбавленные растворы перманганата калия применяются в медицине для полоскания горла, промывания ран и ожогов, приема внутрь при некоторых отравлениях. При этом перманганат калия оказывает бактерицидное и дезинфицирующее действие вследствие высоких окислительных свойств.
Тесты, задания и задачи для самоподготовки
Тесты (d-металлы)
1. Какие свойства характерны для атомов d-металлов?
А. заполнение электронами предвнешнего (n-1) подуровня
Б. заполнение электронами внешнего n подуровня
В. участие в образовании катионов только s-электронов внешнего уровня
Г. участие в образовании катионов не только s-электронов внешнего уровня, но и различного числа d-электронов предвнешнего уровня
Д. наличие свободных валентных орбиталей
2. Укажите оксиды, проявляющие свойства:
а) только основные, б) амфотерные, в) только кислотные:
А. CrO3 Б. MnO В. Cr2O3 Г. Cu2O Д. ZnO
3. Укажите соединения, проявляющие свойства:
а) только окислительные б) только восстановительные в) окислительно-восстановительной двойственности:
А. KMnO4 Б. Cr2(SO4)3 В. FeCl2 Г. Zn Д. CuO
4. Какие свойства характерны для катионов d-металлов как комплексообразователей?
А. содержание различного числа свободных s-, p-, d-валентных орбиталей
Б. предоставление неподеленных пар электронов на образование донорно-акцепторных связей
В. предоставление свободных орбиталей на образование донорно-акцепторных связей
Г. свойства акцептора электронных пар
Д. свойства донора электронных пар
5. В какую сторону смещается равновесие в реакции:
Fe2O3(т) + 3CO(г) ↔ 2Fe(т) + 3CO2(г)
При следующих воздействиях: а) увеличении содержания СО; б) увеличении содержания СО2; в) увеличении давления:
А. вправо Б. влево В. не смещается
6. Укажите сумму коэффициентов в уравнении реакции взаимодействия железа с разбавленной серной кислотой:
А. 12 Б. 4 В. 6 Г. 5 Д. 7
7. Укажите качественную реакцию на катионы Fe3+ в водном растворе:
А. Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 В. Fe3+ + 6CNS- = [Fe(CNS)6]3-
Б. Fe3+ + H2O = FeOH2+ + H+ Г. 2Fe3+ + 3Zn = 2Fe + 3Zn2+
8. Выберите растворы реагентов, при добавлении к которым цинка выделяется водород:
А. NaCl Б. HCl В. KOH Г. CuCl2 Д. NH3
9. Укажите газообразные вещества, которые могут образовываться при взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой:
А. H2 Б. Cl2 В. H2S Г. O2 Д. SO2
10. Выберите реагент с помощью которого можно открыть ионы Cu2+ в растворе:
А. NH3 Б. K2SO4 В. FeCl3 Г. ZnSO4
11. Укажите группу соединений, которые расположены в порядке возрастания кислотных свойств:
А. CrO, CrO3, Cr2O3 Б. HCrO2, Cr(OH)3, Cr(OH)2 В. CrO, Cr2O3, CrO3
12. Укажите группу соединений, в которой указаны только соединения, обладающие окислительно-восстановительной двойственностью:
А. K2Cr2O7, Cr Б. Cr2(SO4)3, CrCl2 В. Cr2O3, CrO3 Г. CrO, Na2CrO4
13. Выберите вещества, которые при взаимодействии с KMnO4 в кислой среде образуют газообразные продукты:
А. Na2SO4 Б. H2O2 В. NaNO2 Г. KJ Д. HCl
14. Укажите вещества, при взаимодействии с которыми MnO2 проявляет свойства: а) окислителя, б) восстановителя:
А. Na2SO4 Б. HCl В. CO Г. PbO2 Д. MnSO4
15. Укажите, в какой группе объединены соединения, проявляющие свойства: а) только кислотные, б) только основные в) амфотерные:
А. Mn(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2 Г. MnO2, Cr2O3, ZnO
Б. CrO, Cu2O, MnO Д. H2ZnO2, Fe(OH)2, H2CrO4
В. H2Cr2O7, Mn2O7, CrO3
16. Укажите, в какой группе объединены соединения, проявляющие свойства: а) только окислителей, б) только восстановителей, в) и окислителей и восстановителей:
А. MnSO4, Cr2S3, CuCl2 Г. MnO2, Cr2O3, Cu2O
Б. KMnO4, K2Cr2O7, FeCl3 Д. Cr(OH)3, MnO, CrO3
В. Zn, Fe, Cr
Задания
1. Напишите формулы и укажите характер гидроксидов, соответствующих следующим оксидам: Li2O, BeO, BaO, Mn2O7, CrO, V2O5, Cr2O3.
2. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих до конца:
а) Na2S + HCl → г) Na2CO3 + HCl →
б) NaOH + MgSO4 → д) KCH3COO + NaCl →
в) KCl + Na2SO4 → е) KCl(тв) + H2SO4 →
3. Закончите уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты:
а) K2O2 + KJ+ H2O → KOH + A
б) K2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + А + Б + В
в) Li3N + H2O → LiOH + A
г) NaH + Cl2 → NaCl + A
4. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: хлорид кальция → кальций → гидроксид кальция → гидрокарбонат кальция → карбонат кальция → карбид кальция.
5. Сравните отношение нитратов бериллия, магния и бария к воде и растворам гидроксида натрия и хлороводорода.
6. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме:
а) Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → г) MgCl2 + Na2CO3 + H2O →
б) BeCl2 + KOH(изб.) → д) Ba(NO3)2 + Na2CO3 →
в) Ca(OH)2 + Cl2 → е) Mg(HCO3)2 + Na2CO3 + H2O→
7. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций:
а) Al(OH)3 + H2SO4 → г) Al + H2O + NaOH →
б) Al(OH)3 + NaOH → д) Al2O3 + NaOH + H2O →
в) AlCl3 + H2O → е) Al2O3 + HCl →
8. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих при сливании водных растворов двух солей Al2(SO4)3 и K2CO3.
9. Как взаимодействуют медь и серебро с соляной, серной и азотной кислотами? Напишите уравнения возможных реакций, расставьте коэффициенты
10. Составьте формулы комплексных ионов, образуемых катионами Cu2+и Ag+ с молекулами NH3.
11. Какое соединение образуется на поверхности изделия из меди в атмосферных условиях? Напишите уравнения соответствующих реакций.
12. В чем заключается сходство и различие электронных структур и химических свойств Ме подгруппы меди и щелочных Ме? Дайте необходимые объяснения.
13. С какими из перечисленных веществ взаимодействуют: а) магний; б) медь:
вода, соляная кислота, азотная кислота (разбавленная), гидроксид натрия, нитрат свинца (II), гидросульфат бария.
14. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций. Для окислительно-восстановительных реакций составьте схемы электронного баланса:
а) Zn(NO3)2 + NaOH → в) CuSO4 + NH3(изб.) →
б) Zn + H2O + KOH → г) CuJ + H2SO4(конц.) →
15. Как взаимодействует железо с разбавленными и концентрированными растворами соляной, серной и азотной кислот на холоде и при нагревании? Напишите уравнения возможных реакций, расставьте коэффициенты.
16. Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
а) Fe + HCl →→ г) FeCl3 + KJ →
б) FeCl2 + O2 + HCl→ д) FeCl3 + KCN →
в) FeO + CO → е) Fe(NO3)3 + H2o →
17. Приведите уравнения реакций, характеризующие химические свойства оксида железа (II).
18. Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
а) Cr2O3 + HCl → в) CrCl3 + K2CO3 + H2O →
б) Cr2O3 + NaOH(изб.) + H2O → г) Cr(OH)3 + H2SO4 →
19. Сравните кислотно-основные свойства оксидов хрома: CrO, Cr2O3, CrO3. Приведите уравнения соответствующих реакций.
20. Почему в водном растворе соль K2Cr2O7 дает кислую реакцию на индикатор?
21. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
а) K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + А + Б
б) K2Cr2O7 + KBr + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + А + Б + В
в) K2Cr2O7 + K2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + А + Б + В
г) Cr2(SO4)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + А + Б + В
22. Как изменяется характер кислотно-основных свойств кислородных соединений марганца по мере роста степени его окисления? ответ подтвердите уравнениями реакций.
23. Исходя из электронного строения атома марганца, охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства следующих соединений марганца: MnO, MnO2, KMnO4. Приведите уравнения реакций.
24. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:
а) KMnO4 + KNO2 + H2O → MnO2 + А + Б
б) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → O2 + А + Б + В
в) MnO2 + HCl → MnCl2 + А + Б
25. Напишите уравнения реакций при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) Na → NaOH→ Na2CO3→ NaHCO3→ NaCl→ Na→ NaH→ NaOH
б) Ca→ Ca(OH)2 → CaCO3→ Ca(HCO3)2→ CaCO3→ CaC2→ Ca(OH)2
в) Be→Na2 [Be(OH)4] → BeCl2→ Be(OH)2→ Na2 [Be(OH)4] → Be(OH)2
г) Al2O3→ Al→ Al2(SO4)3→ Al(OH)3→ Na3[Al(OH)6] → AlCl3→ Al(NO3)3
д) Cu→ Cu(NO3)2→ CuOHNO3→ Cu(OH)2→ (CuOH)CO3 →CuO→ Cu
е) CrO3→ K2CrO4→ K2Cr2O7→ Cr2(SO4)3→ Cr(OH)3→ K3[Cr(OH)6] → CrCl3
ж) Mn2O7→ KMnO4→ MnO2→ MnCl2→ Mn(OH)2→ MnO→ MnO2
з) ZnO→ Zn(OH)2→K2ZnO2→ Zn(OH)2→ ZnCl2→ Zn→ Na2[Zn(OH)4]
Задачи
1. Смесь оксидов магния и бериллия массой 1 г обработали избытком раствора серной кислоты, а затем избытком раствора гидроксида натрия. После окончания реакции образовался 1 г осадка. Определите % состав исходной смеси оксидов Ме.
2. Определите, из какого Ме изготовлена пластина, опущенная в раствор хлорида меди (II), если при выделении на ней 0,2 моль металлической меди пластина стала легче на 0,2 г.
3. Чтобы посеребрить изделие из меди массой 4 г, его опустили в стакан, содержащий 200 г 5% раствора нитрата серебра. После того как изделие вынули из раствора, содержание нитрата серебра в растворе уменьшилось на 2%. Определите массу посеребренного изделия.
4. При электролизе расплава, содержащего 42,0 г боксита, на аноде выделилось 13,44 л СО2 (н.у.). рассчитайте массовую долю Al2O3 в боксите.
5. Сплав алюминия с медью обработан избытком раствора NaOH, а затем избытком HNO3. Напишите уравнения всех протекающих реакций и вычислите массовую долю металлов в сплаве, если известно, что что объемы газов, образовавшихся в реакции, равны.
6. При растворении смеси опилок меди, железа и золота в концентрированной серной кислоте образовалось 3,36 л газа (н.у.) и 11, 4 г не растворившегося осадка. При растворении такой же навески исходной смеси опилок в соляной кислоте выделилось 4,48 л газа (н.у.). определите процентный состав исходной смеси.
7. Смесь нитратов алюминия и хрома (III) массой 11,9 г обработали сначала избытком раствора гидроксида калия, а затем избытком брома. К полученному раствору добавили раствор хлорида бария до полного осаждения 3,8 г хромата бария. Вычислите массовую долю нитрата алюминия в исходной смеси.
8. Сколько граммов нитрата цинка и какой объем 20 % раствора гидроксида натрия (ρ = 1,25 г/мл) потребуется для получения водорода, необходимого для восстановления 6,15 г нитробензола до анилина?