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.

Наши рекомендации