С повышением степени окисления d-элементов основные свойства их соединений уменьшаются, а кислотные свойства, наоборот, возрастают.

Соединения (оксиды, гидроксиды), в которых d-элементы находятся в своей низшей степени окисления (+1 или +2), как правило, обладают основными свойствами. Если степень окисления d-элемента в соединении (оксиде, гидроксиде) равна +3 или +4, то ему присущи амфотерные свойства. И, наконец, соединения, в которых d-элементы проявляют свою высшую степень окисления (от +5 и выше), обладают кислотными свойствами.

Чем выше степень окисления d-элемента в соединении, тем в большей мере присущи ему окислительные свойства.

Характерной особенностью d-элементов является их сильновыраженная способность к образованию комплексных ионов. Многие соединения d-элементов имеют характерную окраску и проявляют (наряду с простыми веществами) каталитическую активность.

Простые вещества, которые образуют d-элементы, обладают более высокими температурами плавления и имеют большую плотность, чем металлы, образованные s-элементами. Это объясняется тем, что в образовании металлической связи у d-элементов принимают участие не только электроны внешнего слоя (один или два), но и неспаренные электроны с d-подуровня предвнешнего слоя. В результате металлическая связь становится более прочной.

Металлы, образованные d-элементами, являются лучшими проводниками электрического тока, чем щелочные и щелочноземельные металлы. Особенно это характерно для тех металлов, атомы которых имеют только один внешний s-электрон и полузаполненный (Cr, Mo) или заполненный (Cu, Ag, Au) d-подуровень предвнешнего слоя.

Качественные реакции на важнейшие биогенные элементы

1) на ион Mg²⁺

MgCl₂ + Na₂HPO₄ + NH₄OH = MgNH₄PO₄ + 2NaCl + H₂O

MgNH₄PO₄ – фосфат магния-аммония – белый кристаллический осадок

2) на ион Ba²⁺

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄  + 2HCl

BaSO₄ – сульфат бария – белый мелкокристаллический осадок

3) на ион Ca²⁺

CaCl₂ + (NH₄)₂CO₃ = CaCO₃  + 2NH₄Cl

CaCO₃ – карбонат кальция – белый осадок

4) на ион Сr³⁺

Cr₂(SO₄)₃ + 6NH₄OH = 2Cr(OH)₃  + 3(NH₄)₂SO₄

Cr(OH)₃ – гидроксид хрома – серо-фиолетовый или серо-зеленый осадок

5) на ион Fe³⁺

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]₃ + 12KCl

Fe₄[Fe(CN)₆]₃ – берлинская лазурь – темно синий осадок

FeCl₃ + KSCN = [Fe(SCN)]Cl₂ + KCl

ион [Fe(SCN)]²⁺ – кроваво-красный раствор

6) на ион Fe²⁺

2FeSO₄ + K₄[Fe(CN)₆] = Fe₂[Fe(CN)₆]  + 2K₂SO₄

Fe₂[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) железа – белый осадок

7) на ион Cu²⁺

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ – гидроксид меди (II) – аморфный голубой осадок

8) на ион Ag⁺

AgNO₃ + HCl = AgCl  + HNO₃

AgCl – хлорид серебра – творожистый белый осадок

9) на ион Pb²⁺

Pb(NO₃)₂ + 2 KI = PbI₂  + 2KNO₃

PbI₂ – иодид свинца – желтый осадок

10) на ион Al³⁺

AgNO₃ + 3NaOH = Al(OH)₃  + 3KNO₃

Al(OH)₃ – гидроксид алюминия – белый аморфный осадок

11) на ион Cl^-

KCl + AgNO₃ = AgCl + KNO₃

AgCl – хлорид серебра – творожистый белый осадок

на ион Br^-

KBr + AgNO₃ = AgBr  + KNO₃

AgBr – бромид серебра – желтоватый осадок

на ион I^-

KI + AgNO₃ = AgI  + KNO₃

AgI – иодид серебра – бледно- желтый творожистый осадок

12) на ион Mn²⁺

2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

ион MnO4^- имеет малиново-фиолетовую окраску

13) на ионы K⁺ и Na⁺

ион K⁺ окрашивает пламя горелки в фиолетовый цвет

ион Na⁺ окрашивает пламя горелки в интенсивно желтый цвет

14) на ион (PO₄)^3-

Na₂HPO₄ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄  + 2NaNO₃ + HNO₃

Ag₃PO₄ – фосфат серебра – желтый осадок

Контролируемая самостоятельная работа студентов

Химическая термодинамика

Предмет и задачи химической термодинамики. Классификация термодинамических систем и процессов. Системы: изолированные, закрытые, открытые. Процессы: изохорные, изобарные, изотермические, адиабатные. Понятие о фазе. Гомогенные и гетерогенные системы. Внутренняя энергия, энтальпия. Изобарный и изохорный тепловые эффекты. Первое начало термодинамики. Закон Гесса и следствие из него. Термохимические расчёты и их использование для энергетической характеристики биохимических процессов. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Статистическое и термодинамическое толкование энтропии. Стандартные энтропии. Второе начало термодинамики. Применение второго закона термодинамики к биосистемам. Энергия Гиббса. Критерии направления самопроизвольного протекания процессов. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Термодинамика химического равновесия. Применение второго закона термодинамики к биосистемам.