Шпаргалка по «Неорганической химии»

В зависимости от валентности хром может проявлять как кислотные, так и основные свойства. На примере оксидов хрома: СrО3 имеет кислотный характер:

CrO3 + H2O = H2CrO4,  CrO3 + СаО = СаCrO4,

Cr2O3 -амфотерный(реагирует и с кислотами и с основаниями): Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O, Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O,

CrO - основный. сильный восстановитель:

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

Применение: хромом покрывают железные и стальные детали и инструменты, которые используются в промышленности. Наибольшее кол-во хрома применяется в металлургии для получения хромистых сталей. Сплав хрома с никелем и железом обладает большим электрическим сопротивлением и применяется для изготовления спиралей электронагревательных приборов. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

 

 

28. Окислительно-восстановительные свойства  соединений хрома с различной степенью окисления.

Реакции в кислотной среде.

 

В кислотной среде соединения Сr+6 переходят в соединения Сr+3 под действием восстановителей: H2S, SO2, FeSO4

К2Сr2О7 +3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4+ 7Н2О

S-2 – 2e → S0

2Cr+6 + 6e → 2Cr+3

В щелочной среде соединения хрома Сr+3 переходят в соединения Сr+6 под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O

Cr+3 - 3e → Cr+6

Br20 +2e → 2Br-

 

 

29. Амфотерность гидроксида хрома(III). Хромиты, их восстановительные свойства.

 

Оксид хрома (3) - Сr2О3 – порошок темно–зеленого цвета, нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду (ему соответствует гидроксид хрома (3) – Сr(ОН)3). Оксид хрома (3) имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. Реакции со щелочами идут при сплавлении:

Сr2О3 + 2КОН = 2КСrО2(хромит К) + Н2О

С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом:

Сr2О3 + 6 КОН + 3Н2О = 2К3[Сr(ОН)6]

Сr2О3 + 6НСl = 2СrСl3 + 3Н2О

.Соли хрома. Различают  два вида солей: хромиты и хроматы.

 Хромитами  с общей формулой RCrO2 называются  соли хромистой кислоты HCrO2.Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

 Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава. Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.

 

30. Хромовая и дихромовая кислоты, их соли, роль в окислительно-восстановительных  реакциях.

Хром

Степени окисления 6, 3, 2, 0

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO. Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 и гижроксид Cr(OH)3. Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид CrO3. Кроме того, существует оксид хрома (IV) CrO2, которому не соответствуют ни кислоты, ни основания.

Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O.

Непрокаленный оксид хрома(III) легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3Н2О.

 

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов образуются красные или фиолетово-красные кристаллы оксида хрома(VI) CrO3. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H2CrO4, дихромовую H2Cr2O7 и другие изополикислоты с общей формулой H2CrnO3n+1. Увеличение степени полимеризации происходит с уменьшением рН, то есть увеличением кислотности:

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О.

 

Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:

K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2↑ + 7H2O.

 

31. Марганец. Строение атома. Возможные  степени окисления. Кислотно-основные свойства.

Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 2, 0, −1

Ма́рганец — элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 25. (25 электронов, 25 протонов)

 

Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) — сильные окислители.

 

В щелочном растворе марганец устойчив.

Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn2O7.

 

32. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в зависимости от степени окисления.

Окисленная форма	Восстановленная форма	Среда
Mn2+	Mn	H+
Mn3+	Mn2+	H+
MnO2	Mn3+	H+
MnO2	Mn2+	H+
MnO2	Mn(OH)2	OH−
MnO42−	MnO2	H+
MnO42−	MnO2	OH−
MnO4−	MnO42−	OH−
MnO4−	H2MnO4	H+
MnO4−	MnO2	H+
MnO4−	MnO2	OH−
MnO4−	Mn2+	H+

 

 

33. Поведение перманганата калия  в различных средах (примеры). Применение.

• в кислой среде: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O;
• в нейтральной среде: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH;
• в щелочной среде: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O;
• в щелочной среде на холоде: KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2SO4 + K3MnO4 + H2O.

Медицинское применение

Разбавленные растворы (около 0,1 %) 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.

 

 

 

 

 

 

34. Общая характеристика триады  железа. Роль в живом организме.

Свойства	26Fe	27Co	28Ni
Электронная конфигурация*
Возможные степени окисления	+2, +3, +6	+2, +3	+2, +3, +4
агрегатное состояние (н. у.)	Т В Е Р Д Ы Е   В Е Щ Е С Т В А

 

Общая характеристика. Элементы железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железо. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях.

 

Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо.

 

Препараты железа принимают при анемии, малокровии, а так же как кровоостанавливающее средство; в зависимости от концентрации оказывают вяжущее и прижигающее действие

В ветеринарной практике используются металлорганические соединения кобальта , в том числе цианокобаламин и коамид.

Никель – его избыток в почве и растениях может быть причиной заболеваний. (болезни глаз у животных, “боанг” у кокосовых пальм (пустые орехи))

 

35. Железо, строение атома, степени  окисления. Изменение свойств соединений  с изменением степени окисления  железа. Роль в живом организме. Применение.

26Fe

Степени окисления +2, +3, +6

26 протонов, 26 нейтронов

 

Соединения железа (II)

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)2. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):

4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2O.

Реактивом на ионы Fe2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe2+ и [Fe(CN)6]3− выпадает осадок турнбулевой сини:

3K3[Fe(CN)6] + 3Fe2+ → 3KFeII[FeIII(CN)6]↓ + 6K+.

Для колчиественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин Phen, образующий с железом (II) красный комплекс FePhen3 (максимум светопоглощения — 520 нм) в широком диапазоне рН (4-9).

Соединения железа (III)

Оксид железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)2, основание Fe(OH)3, которое реагирует с кислотами:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.

Соли Fe3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe3+ как правило, окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.

Ион Fe3+ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН>4 этот ион практчиески полностью осаждается в виде Fe(OH)3:

Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3 + 3H+

При частичном гидролизе иона Fe3+ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.

Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH)3 выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)3 + 3КОН → K3[Fe(OH)6].

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)3.

При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe2O3 образует разнообразные ферриты:

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO4)2 — железокалиевые квасцы, (NH4)Fe(SO4)2 — железоаммонийные квасцы и т. д.

 
Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe3+ с тиоцианат-ионами SCN−. При взаимодействии ионов Fe3+ с анионами SCN− образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа [Fe(SCN)]2+, [Fe(SCN)2]+, Fe(SCN)3, [Fe(SCN)4]- Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим. Другим качественным реактивом на ионы Fe3+ служит гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe3+ и [Fe(CN)6]4− выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури: 
4K4[Fe(CN)6] + 4Fe3+ → 4KFeIII[FeII(CN)6]↓ + 12K+.

Соединения железа (VI)

Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H2FeO4. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости — сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)3 в щелочи, например, феррат(VI) калия K2FeO4. Ферраты окрашены в фиолетовый цвет. 
Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде: 
Fe + 2KOH + 2H2O = K2FeO4 + 3H2 Ферраты — сильнейшие окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода::

4FeO42- + 20H+ = 4Fe3+ + 3O2 + 10H2O

Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды.

Соединения железа VII и VIII

Имеются сообщения об электрохимическом получении соединений железа(VIII), однако независимых работ, подтверждающих эти результаты, нет.