Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от рН среды.

Перманганата калия - тёмно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском, умеренно растворим в воде. Растворы КМnО4 имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентрациях – фиолетовый, свойственный анионам МnО4^-

Получение в лаборатории:

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

2K₂MnO₄ + Cl₂ → 2KMnO₄ + 2KCl

Химические свойства:

1. Марганцовая кислота и её соли - перманганаты (VII)- сильные окислители

Восстановление перманганата калия в средах различной кислотности протекает в соответствии схемой: Восстановитель + KMnO₄

KMnO₄ + H⁺ = Mn²⁺ (обесцвечивание раствора КМnО₄)

KMnO₄ + H₂O = MnO₂ (бурый осадок)

KMnO₄ + OH^- = MnO₄^2- (раствор приобретает зеленый цвет)

2. Разлагается при нагревании

Примеры реакций с участием пepмaнгaнaтa калия в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной)

75. Соединения хрома в степени окисления +3.

Окси́д хро́ма (III) Cr₂O₃ (хромовая зелень)

Очень твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета, нерастворим в воде, по твердости близок к корунду, температура плавления 2435°C.

Получение:

1. При прокаливании Сг(ОН)₃

2Сг(ОН)₃ = Сr₂O₃ + 3Н₂О

2. При сжигании дихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Сr₂О₃ + N₂ + 4Н₂О

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ - амфотерное соединение

1. С кислотами образует соли хрома (III)

Сr₂O₃ + 6HCl = 2CrСl₃ + 3Н₂О

2. При растворении в растворах щелочей образуются комплексные соединения хрома:

Сr₂O₃ + 6NaOH + 3Н₂О = 2Nа₃[Сr(ОН)₆]

А при сплавлении с основаниями - хроматы (III):

Сr₂О₃ + 2NaОН = 2NaСrО₂ (метахромит натрия) + Н₂О

Сr₂О₃ + 6NaОН = 2Na₃СrО₃ (ортохромит натрия) + 3Н₂О

Поскольку Cr2O3 - соединение хрома в промежуточной степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата: Cr₂O₃ + 3KNO₃ + 2Na₂CO₃ → 2Na₂CrO₄ + 3KNO₂ + 2CO₂↑

А сильные восстановители его восстанавливают:

Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 — амфотерный гидроксид Серо-зеленого цвета, не растворяется в воде.

Получение:

1. При обработке солей хрома (III) щелочами:

CrСl₃ + 3КОН = Сг(ОН)₃↓ + 3KСl

2. При гидролизе солей хрома (III) с карбонатами щелочных металлов или сульфидом аммония:

2CrСl₃ + 3К₂CO₃ = Сr₂(CO₃)₃ + 6KСl

Сr₂(CO₃)₃ + 3H₂O = 2Сr(ОН)₃↓ + 3CO₂↑

Химические свойства:

1. Реагирует с кислотами и щелочами:

2Сr(ОН)₃ + 3H₂SO₄ = Сr₂(SО₄)₃ + 6Н₂О

Сr(ОН)₃ + 3NaOH = Nа₃[Сr(ОН)₆]

2. Разлагается при нагревании:

2Сr(ОН)₃ = Сr₂О₃ + Н₂О

76. Соединения хрома в степени окисления +6.

Оксид хрома (VI) СrО3 - кислотный оксид

Гидроксидами хрома (VI) являются две кислоты: хромовая H₂CrO₄ и дихромовая H₂Сr₂O₇

Обе кислоты существуют только в водных растворах.

Они образуются при растворении в воде оксида xpoмa (VI):

СrО₃+ Н₂О(изб.) = Н₂СrО₄

2СrО₃ + Н₂О(недост.) = Н₂Сr₂О₇

Как кислотный оксид СrО₃ реагирует со щелочами: СrО₃ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + Н₂О

Соли хромовой кислоты называются xpоматами, например, K₂CrO₄ - хромат калия.

Соли дихромовой кислоты называются дихроматами: К₂Сr₂O₇ - дихромат калия.

Хроматы образуются при взаимодействии СrО₃ или растворов хромовых кислот со щелочами:

СrО₃ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + Н₂О

Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот: 2Na₂СrO₄ + H₂SO₄ = Nа₂Сr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

Возможен и обратный перexoд при добавлении щелочей к растворам дихроматов:

Nа₂Сr₂O₇ +2NaOH = 2Na₂CrO₄ + H₂O

Равновесие в системе хромат - дихромат можно представить следующими уравнениями в ионной форме:2СrO₄^2- + 2H⁺ = Сr₂O₇^2- + H₂O (желтая окраска переходит в оранжевую)

Сr₂O₇^2- + 2OH^- = 2CrO₄^2- + H₂O (оранжевая окраска переходит в желтую)

Xpoмaты и дихроматы - сильные окислители.

Особенно сильные окислительные свойства они проявляют в кислой среде: K₂Сr₂O₇ + 3Nа₂SО₃ + 4H₂SO₄ = ЗNa₂SO₄ + Сr₂( SO₄)₃ + К₂SO₄ + 4H₂O

K₂Сr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ = 4K₂SO₄ + Сr₂( SO₄)₃ + 3I₂ + 7H₂O

Насыщенный на холоду раствор K₂Сr₂O₇ в конц. серной кислоте - хромовая смесь, используется как окислитель для очистки стеклянной химической посуды в аналитической химии.

Серебро и его соединения.

Серебро́ — элемент побочной подгруппы I группы, 5 периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 47. Обозначается символом Ag.

Строение внешнего электронного слоя: …5s¹4d¹⁰

Атомы серебра, имеют завершенный d-подуровень предпоследнего слоя, но не вполне стабилизированы, и способны к частичной потере электронов. Возможные степени окисления: +1

Элемент серебра, имеет менее ярко выраженное металлическое свойство по сравнению с металлами главной подгруппы. Это связано с тем, что радиус атомов серебра, значительно меньше, а энергия ионизации намного больше, чем у атомов натрия, калия. Поэтому серебро, мало активно, причем инертность возрастает с увеличением атомной массы.

Нахождение в природе:

В природе серебро встречается в виде самородков с примесью золота, ртути и др.

Минералы серебра: Ag₂S - аргентит, серебряный блеск; AgCl - роговое серебро

Физические свойства:

Серебро – серебристо-белый, блестящий металл, лучше всех проводит тепло, электрический ток. По ковкости и тягучести уступает золото.

Химические свойства: 1. Серебро не окисляется на воздухе ни при каких условиях. Частичное почернение объясняется тем, что на поверхности образуется Ag₂S;2. Свободные галогены легко окисляют серебро до галогенидов:

2Ag + I₂ = 2AgI (однако на свету эта реакция обратима, и галогениды серебра (кроме фторида) постепенно разлагаются); 3. При нагревании с серой серебро даёт сульфид Ag₂S; 4. Разбавленные соляная и серная кислоты на серебро не действуют.

Серебро растворяется в холодной разб. HNO₃ и кипящей конц. H₂SO₄

3Ag + 4HNO₃ = 2AgNO₃ + NO + 2H₂O

2Ag + 2H₂SO₄ = Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

В «царской водке» серебро не растворяется.

Оксид серебра (I) - Ag₂O

AgNO₃ + NaOH = NaNO₃ + AgOH

2AgOH = Ag₂O(черный) + H₂O

Химические свойства:

Ag₂O +2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

Ag₂O + 4NH₄OH = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O

Качественная реакция на Ag⁺

а) с соляной кислотой:

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

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

б) с тиосульфатом натрия:

2AgNO₃ + Na₂S₂O₃ = Ag₂S₂O₃ + 2NaNO₃

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

78. Соединения ртути +1, +2. Вдияние соединений ртути на живый огранизмы.

Оксид ртути (I)

Получение:

Нg₂(NО₃)₂ + 2NaOH = 2NаNО₃ + Hg₂О↓ + Н₂О

2Hg⁺ + 2ОН^- = Hg₂O↓ + Н₂О (образующийся осадок имеет буровато-черный цвет)

Соли ртути (I)

Нитрат ртути (I) - Нg₂(NО₃)₂ - одна из немногих растворимых солей ртути (I). Получается при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:

6Hg + 8НNО₃ = 3Нg₂(NО₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂О

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

HgC1₂ + Hg = Hg₂C1₂

Hg₂²⁺ + 2Сl^- = Hg2Cl₂

Оксид ртути (II)

Получение:

Нg(NО₃)₂ + 2NaOH = 2NаNО₃ + HgО↓ + Н₂О

Hg²⁺ + 2ОН^- = HgO↓ + Н₂О (образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную модификацию оксида ртути (II))

Соли ртути (II)

Нитрат ртути (II) - Нg(NО₃)₂ - получается при действии избытка горячей азотной кислоты на ртуть.

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

Хорошо растворим в воде.

Хлорид ртути (II), или сулема, HgC1₂ - бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде, однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает. Из раствора HgC1₂ кристаллизуется в виде длинных блестящих призм.

HgSО₄ + 2NaCl = Na₂SО₄ + HgC1₂

Йодид ртути (II)- HgI₂ - оранжево-красный осадок при действии раствора йодида калия на соли ртути (II)

Hg²⁺ + 2I^- = HgI₂ ↓

В избытке йодида калия соль легко растворяется, образуя бесцветный раствор комплексной соли:

HgI₂ + 2КI = K₂[HgI₄]

Сульфид ртути (II) – HgS - встречается в природе. Искусственно он может быть получен в виде вещества черного цвета прямым соединением серы со ртутью или действием сероводорода на растворы солей ртути (II).

Hg + S = HgS

Нg(NО₃)₂ + H₂S = НgS + 2HNО₃

При нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртути (II) превращается в красное кристаллическое видоизменение – киноварь.

Наиболее ядовиты пары́ и растворимые соединения ртути. Металлическая ртуть не оказывает воздействия на организм. Пары могут вызвать тяжёлое отравление. Ртуть и её соединения (сулема, каломель, цианид ртути) поражают нервную систему, печень, почки, желудочно-кишечный тракт, при вдыхании — дыхательные пути (а проникновение ртути в организм чаще происходит именно при вдыхании её паров, не имеющих запаха).