Вопрос 38

Фо́сфор — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы; имеет атомный номер15. Один из самых распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы.

Важнейшие соединения фосфора. Соединения фосфора со степенью окисления -3.

Фосфористый водород (фосфин) PH₃. Бесцветный, весьма ядовитый газ с неприятным запахом гнилой рыбы (или чеснока). Хорошо растворим в воде, но химически с ней не взаимодействует. В спирте и эфире растворяется плохо. Является очень сильным восстановителем. Газообразный фосфин восстанавливает азотную, серную, сернистую кислоты, соли золота и другие соединения. Образуется при разложении содержащих фосфор органических веществ.

Соединения фосфора со степенью окисления -2.

Дифосфин P₂H₄. Бесцветная, не смешивающаяся жидкость,  Эта жидкость самовоспламеняется и сгорает очень ярким огнем. Распадается в присутствии концентрированной соляной кислоты. Образуется как побочный продукт при получении фосфина.

Соединения фосфора со степенью окисления +1.

Фосфорноватистая (гипофосфористая) кислота H₃PO₂. Сильная одноосновная кислота. Энергичный восстановитель. Способна восстанавливать растворенные соли некоторых металлов (Ni, Cu и др.) до свободного металла. Применяют для получения прочных металлических покрытий.

Соединения фосфора со степенью окисления +3.

Оксид фосфора (III) P₄O₆. Белое, кристаллическое, похожее на воск весьма ядовитое вещество. Обладает восстановительными свойствами. Нагретый до 70^оС, воспламеняется и сгорает, превращаясь в P₄O₁₀. Образует димеризованные молекулы Р₄О₆. С холодной водой соединяется очень медленно. С горячей водой реагирует бурно. Получают при пропускании сухого воздуха через нагретый красный фосфор.

Ортофосфористая (фосфористая) кислота H₃PO₃. Кристаллическое вещество. Является двухосновной кислотой средней силы. Сильный восстановитель. Образуется при взаимодействии P₄O₆ с холодной водой или же при гидролизе PCl₃.

Треххлористый фосфор PCl₃. Бесцветная, подвижная жидкость, . Во влажном воздухе сильно дымит, обладает удушливым запахом и вызывает слезоточение. Растворяет фосфор и сам растворяется в сероуглероде. Получают сжиганием белого фосфора в токе хлора.

Соединения фосфора со степенью окисления +4.

Фосфорноватая кислота H₄P₂O₆. Четырехосновная кислота средней силы. При хранении постепенно разлагается. Образуется при медленном окислении белого фосфора во влажном воздухе

Соединения фосфора со степенью окисления +5.

Оксид фосфора (V) P₄O₁₀. Имеет вид белого кристаллического снегообразного вещества, но может быть аморфным и стеклообразным. При соприкосновении с водой происходит бурная реакция гидратации, сопровождающая сильным шумом. Является самым сильным обезвоживающим средством для газов. На воздухе, притягивая влагу, быстро расплывается. Получают при горении фосфора.

Ортофосфорная кислота H₃PO₄. Представляет собой бесцветные, прозрачные и твердые кристаллы ромбической формы, расплывающиеся на воздухе. . Является трехосновной кислотой средней силы. Очень легко растворяется в воде с выделением небольшого количества тепла. Образует три ряда солей. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25^оС равна 1256,4 Cм^.см²/моль [4]. Получают путем окисления фосфора азотной кислотой. Также можно получить нагреванием или длительным хранением метафосфорной кислоты, нагреванием фосфористой кислоты, действием воды на PCl₅, а также действием концентрированной серной кислоты на ортофосфат кальция.

Пятихлористый фосфор PCl₅. Представляет собой твердое вещество с ромбоэдрическими кристаллами желтоватого цвета,. При более высокой температуре распадается на треххлористый фосфор и хлор. Получают действием хлора на треххлористый фосфор.

Оксид-хлорид фосфора POCl₃. Бесцветная жидкость. Используют в препаративной химии, особенно в органических синтезах.

39.Общая характеристика 6А группы. Их соединения. Входят: O, S, Se, Te, Po. O, S, Se, Te- не металлы. Атомы содержат 6 электронов. ns2, np4. Валентность равна 2. S, Se, Te, Po валентность равна 6. Степень электроотрицательности равна -2, +4, +6. OF2 и H2O2 у кислорода в первом случае +2, а во втором -1. R-возрастает, э.о.- уменьшается, Е ионизации- уменьшается, Е сродства к электрону, металлические св-ва, основные св-ва – увеличиваются, кислотные и окислительные свойства- уменьшаются. S, Se, Te образуют оксиды ЭО2 и ЭО3, кислоты Н2ЭО3 и Н2ЭО4. Например, сера: SO2 SO3 и соответствующие этим соединениям кислоты H2SO3, H2SO4. Окислительная активность растет от H2SO4 к H2TeO4. 40. Кислород. Молекулярный кислород как окислитель. Оксиды, кислородосодержащие кислоты, и их соли. Пероксид водорода. Молекулярный кислород в биоэнергетике. В природном кислороде содержатся три стабильных изотопа. Кислород- самый распространенный элемент. Он взаимодействует с большинством химических элементов, содержится в воздухе, почве. Кислород- газ без цвета, запаха и вкуса, немного тяжелее воздуха. Образует двухатомные молекулы О2, отличающиеся высокой прочностью. При обычной температуре диссоциация молекулярного кислорода ничтожно мала, она становится заметна только при температуре 1500, а при температуре 5000 он полностью диссоциирует. У него несколько необычная электронная конфигурация . в молекуле кислорода 2 электрона остаются неспаренными. Однозначное решение изображения электронной структуры молекулы кислорода еще не найдено. Кислород – один из самых активных неметаллов, он образует соединения почти со всеми химическими элементами ( кроме гелия, неона, аргона), взаимодействует с большинством металлов и неметаллов ( кроме золота, платины, галогенов ). В оксидах металлов кислород имеет степень окисления -2. однако ион с такой степенью окисления не существует, потому что подвергается гидролизу. Электронное строение атома 1s2, 2s2, 2p6. Молекула кислорода неполярная. В соединениях молекулярный кислород является чаще всего окислителем:2 H2S + 3O2=2SO2+H2O. Оксиды: основные, амфотерные, кислотные. Получение 1.сгорание 2. разложение. Свойства: вступают в реакцию с водой, с кислотами, с щелочами, с некоторыми оксидами. Все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: НnXОm, где X — химический элемент, образующий кислоту. Атомы водорода в кислородсодержащих кислотах чаще всего связаны с кислородом полярной ковалентной связью. Известны кислоты с несколькими (чаще двумя) таутомерными или изомерными формами, которые различаются положением атома водорода: Отдельные классы неорганических кислот образуют соединения, в которых атомы кислотообразующего элемента образуют молекулярные гомо- и гетерогенные цепные структуры.

Водорода пероксид получен впервые Л. Тенаром в 1818 при действии серной кислоты на BaO2. ВОДОРОДА ПЕРОКСИД (перекись водорода) Н2О2, бесцв. жидкость; т. пл. —0,41 °С (легко переохлаждается), т. кип. 150,2°С; Кристаллич. решетка тетрагональная. Водорода пероксид смешивается с водой во всех отношениях, образует дигидрат с т. пл. - 52,0 °С. Раств. в спирте, эфире. Образует кристаллич. соль-ваты общей ф-лы R*nH2O2, используемые как твердые носители водорода пероксида, напр. Na2CO3*l,5H2O2, CO(NH2)2*H2O2. Чистый Н2О2 термически устойчив, при ~20°С разлагается ок. 0,5% в год. В присут. ионов тяжелых металлов, а также под действием света и при нагр. скорость распада резко увеличивается; разложение Н2О2 может происходить со взрывом. Стабильность водных р-ров Н2О2 растет с увеличением концентрации ионов Н3О+ и максимальна при рН 3,5-4,5. Водорода пероксид обладает как окислительными, так и восстановительными св-вами Биоэнерге́тика совокупность процессов превращения энергии, которые происходят в организме и обеспечивают его жизнедеятельность. Тканевое дыхание и биологическое окисление. Распад органических соединений в живых тканях, сопровождающийся потреблением молекулярного кислорода и приводящий к выделению углекислого газа и воды и образованию биологических видов энергии, называетсятканевым дыханием. Тканевое дыхание представляют как конечный этап пути превращений моносахаров (в основном глюкозы) до указанных конечных продуктов, в который на разных стадиях включаются другие сахара и их производные, а также промежуточные продукты распада липидов (жирные кислоты), белков (аминокислоты) и нуклеиновых оснований. Итоговая реакция тканевого дыханиябудет выглядеть следующим образом: С6Н12О6 + 6O2 = 6СO2+ 6Н2O + 2780 кДж/моль. (1) Впервые сущность дыхания объяснил А.-Л. Лавуазье (1743-1794), обративший внимание на сходство между горением органическихвеществ вне организма и дыханием животных. Постепенно становились ясными принципиальные различия между этими двумя процессами: в организме окисление протекает при относительно низкой температуре в присутствии воды, и его скорость регулируетсяобменом веществ. В настоящее время биологическое окисление определяется как совокупность реакций окисления субстратов в живых клетках, основная функция которых - энергетическое обеспечение метаболизма. В развитие концепций биологического окисленияв XX в. важнейший вклад внесли А.Н. Бах, О. Варбург, Г. Крепс, В.А. Энгель-гардт, В.И. Палладин, В.А. Белицер, С.Е. Северин, В.П. Скулачев. Потребление кислорода тканями зависит от интенсивности реакций тканевого дыхания. Наибольшей скоростью тканевого дыханияхарактеризуются почки, мозг, печень, наименьшей – кожа, мышечная ткань (в покое). Уравнение (2) описывает суммарный результат многоступенчатого процесса, приводящего к образованию молочной кислоты (см. главу 10) и протекающего без участия кислорода: С6Н12Об = 2С3Н6О3 + 65 кДж/моль. (2) Этот путь отражает, по-видимому, энергетическое обеспечение простейших форм жизни, функционировавших в бескислородных условиях. Современные анаэробные микроорганизмы (осуществляющие молочнокислое, спиртовое и уксуснокислое брожение) получают для жизнедеятельности энергию, производимую в процессе гликолиза или его модификаций. Использование клетками кислорода открывает возможности для более полного окисления субстратов. В аэробных условиях продукты бескислородного окисления становятся субстратами цикла трикарбоновых кислот (см. главу 10), в ходе которого образуются восстановленные дыхательные переносчики НАДФН, НАДН и флавиновые коферменты. Способность НАД+ и НАДФ+ играть роль промежуточного переносчика водорода связана с наличием в их структуре амида никотиновой кислоты.

41.Се́ра — элемент шестой группы третьего периода главной подгруппы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства.

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфид водорода) — бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H2S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. Концентрационные пределы воспламенения с воздухом составляют 4,5 — 45 % сероводорода.

В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа. Входит в состав вулканических газов. Образуется при гниении белков. Сероводород используют в лечебных целях, например, в сероводородных ваннах.

Сероводородная кислота, слабая, двухосновная кислота, раствор сернистого водорода H2S в воде. С. к. неустойчива: H2S медленно окисляется кислородом воздуха с выделением серы. Образует соли 2 типов — сульфиды и гидросульфиды.

1) Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO3 — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь.

2) При обычных условиях SO2 – газ.

Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.

Сульфаты — минералы, соли серной кислоты H2SO4. В их кристаллической структуре обособляются комплексные анионы SO42−. Наиболее характерны сульфаты сильных двухвалентных оснований, особенно Ba2+, а также Sr2+ и Ca2+. Более слабые основания образуют основные соли, часто весьма неустойчивые (например сульфаты окисленного железа), более сильные основания — двойные соли и кристаллогидраты.

СЕРНИСТЫЙ ГАЗ (сернистый ангидрид, двуокись серы) (SO2), бесцветный токсичный газ с резким запахом. Применяется в производстве СЕРНОЙ КИСЛОТЫ, а также в качестве хладагента, отбеливателя и консерванта. Свойства: температура плавления -75,5 °С, температура кипения -10,0 °С; плотность 2,2 (плотность воздуха равна 1).

Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формулаH2SO3.

Сульфиты — соли сернистой кислоты H2SO3.

Существует два ряда сульфитов: средние (нормальные) общей формулы M2SO3 и кислые (гидросульфиты) общей формулы MHSO3 (М — одновалентный металл).

42.Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на две подгруппы: главную — подгруппу галогенов — и побочную — подгруппу марганца. В эту же группу помещают н водород, хотя его атом имеет на внешнем, валентном, уровне единственный электрон и его следовало бы поместить в I группу. Однако водород имеет очень мало общего как с элементами основой подгруппы — щелочными металлами, так и с элементами побочной подгруппы — медью, серебром и золотом. В то же время он, как и галогены, присоединяя в реакциях с активными металлами электрон, образует гидриды, имеющие некоторое сходство с галогенидами.

К подгруппе галогенов относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые четыре элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово галоген означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли.

Все галогены имеют структуру внешней электронной оболочки s2p5. Поэтому они легко принимают электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную оболочку (s2р6). Наименьший радиус атома в подгруппе — у фтора, у остальных он увеличивается в ряду F < Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены — очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром — иод из иодидов.

Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода.

К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.

В побочные подгруппы входят d-элементы, а в главные s,p-элементы.Атомы элементов главных подгрупп сожержат на внешних уровнях число электоронов , равных номеру группы. В побочные- элементы, содержащие на внешнем уровне по 2 или 1 электрону.

43. Общая характеристика элементов VII группы

     Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на две подгруппы: главную — подгруппу галогенов — и побочную — подгруппу марганца. В эту же группу помещают и водород,      Все галогены имеют структуру внешней электронной оболочки s²p⁵. Поэтому они легко принимают электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную оболочку (s²р⁶). Наименьший радиус атома в подгруппе — у фтора, у остальных он увеличивается в ряду F < Cl < Br < I < Аt . Галогены — очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений.

хлор

     Физические свойства. При обычных условиях хлор — газ желто-зеленого цвета с резким запахом, ядовит. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха. В 1 объеме воды при 20 С растворяется около 2 объемов хлора. Такой раствор называется хлорной водой. При атмосферном давлении хлор при 34 С переходит в жидкое состояние, а при 101 С затвердевает. При комнатной температуре он переходит в жидкое состоянии только при давлении 600 кПа (6 атм). Хлор хорошо растворим во многих органических растворителях, особенно в тетрахлориде углерода, с которым не взаимодействует.

     Химические свойства. На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7 электронов (s²p⁵), поэтому он легко присоединяет электрон, образуя анион Сl^ . Благодаря наличию незаполненного d-уровня в атоме хлора могут появляться 1, 3, 5 и 7 неспаренных электронов, поэтому в кислородсодержащих соединениях он может иметь степень окисления

Получение. В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например диоксид марганца (при нагревании), перманганат калия или бертолетову соль:

 МпО₂ + 4 НСl = МпС1₂ + С1₂ + 2 Н₂О

 2 КМпО₄ + 16 НСl = 2 КС1 + 2 МnС1₂ + 5 С1₂ + 8 Н₂О

КС1O₃ + 6 НСl = КС1 + 3 С1₂ + 3 Н₂О

     В промышленности хлор получают электролизом растворов, или расплавов хлоридов щелочных металлов. При электролизе расплава хлорида щелочного металла на катоде выделяется щелочной металл, а на аноде — хлор:

 2 Nа^ + 2е^ = 2 Nа

 2 Сl^  2е^ = Сl₂

     Хлороводород и соляная кислота. Хлороводород представляет собой бесцветный газ с резким, удушливым запахом. При атмосферном давлении и температуре 84 С он переходит в жидкое состояние, а при 112 С затвердевает. Хлороводород в 1,26 раза тяжелее воздуха. В 1 л воды при 0 С растворяется около 500 л хлороводорода. HCI

Раствор хлороводорода в воде называется соляной кислотой. Это сильная кислота, она реагирует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями:

     Кислородные соединения хлора. Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

     Хлорноватистая кислота НСlO      Хлорная, или белильная, известь СаОСl₂

     Хлористая кислота НСlO₂

     Хлорноватая кислота НСlO₃

44 Переходные металлы - элементы побочных подгрупп периодической системы (d- и f- элементы).

 

Общие свойства переходных металлов

 

1.      Все переходные элементы- металлы имеют низкую электроотрицательность.

2.      Все элементы проявляют переменные степени окисления. Начиная с III группы низшая степень окисления имеет основной характер, высшая – кислотный, средние – амфотерный.

3.      Все элементы образуют комплексные соединения.

 

ПЕРЕХОДНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ (переходные металлы; хим. элементы, расположенные в побочных подгруппах больших периодов периодической системы; являются d- и f-элементами. Назв. "переходные" связано с тем, что в периодах переходные элементы вклиниваются между s- и р-элементами. Всего известно 65 переходных элементов, включая элемент 109 в 7-м периоде; 4-, 5- и 6-й периоды содержат по 10 d-элементов, 6-й период включает также 14 f-элементов (лантаноиды); в незавершенном 7-м периоде известно 7 d-элементов, начиная с Ac, и 14 f- элементов (актиноиды). В отличие от s- и p-элементов, у к-рых заполняются внеш. оболочки (соотв. ns- и np-оболочки), у переходных элементов заполняются внутренние (п — 1) d-оболочки (d-элемен-ты) или (n — 2)f-оболочки (f-элементы).

Переходные элементы, кроме Fe и Ti, мало распространены в земной коре.

Все переходные элементы металлы. Mн. особенности, характерные для d-элементов, наблюдаются также и для f-элементов, к-рые более похожи на d-элементы, чем на s- и р-элементы.. Св-ва d-элементов в виде простых в-в весьма разнообразны; так, среди них имеется наиб. легкоплавкий металл-Hg и наиб. тугоплавкий-W. Как правило, d-металлы отличаются высокой энтальпией возгонки, значит, электрич. проводимостью, уникальными магн. св-вами. Химия d-элементов во многом отличается от химии s- и p-элементов, что связано с большим числом степеней окисления d-элементов (напр., Ru проявляет все степени окисления от 0 до +8) и образованием координац. соединений. В отличие от s- и р-элементов, d-элементы имеют много общих черт.

Для каждой декады d-элементов наиб. устойчивы электронные конфигурации d⁰ (Sc, Y, La), d⁵ (Mn, Tc, Re) и d¹⁰ (Zn, Cd, Hg). По этой причине являются стабильными, напр., Ti^4 + (d⁰⁾, Fe³⁺ (d⁵) и Zn²⁺ (d¹⁰); напротив, Cr²⁺ и Mn^3 + , имеющие конфигурацию d⁴, нестабильны. Особенности d-элементов большой набор их валентных состояний и, как правило, широкие пределы изменения окислит.-восстановит. и др. свойствв. По многообразию валентных состояний d-элементы отличаются от всех других, в т. ч. и от f-элементов.

В каждой подгруппе св-ва первых элементов (4-го периода) заметно отличаются от св-в остальных, в пределах каждой подгруппы растет устойчивость высших степеней окисления (напр., наиб. стабильные оксиды d-элементов VI rp. Cr₂O₃, MoO₃, WO₃). Для нек-рых

45.

Железо.

Оксиды FeO(II)FeO(III)

Гидроксид Fe(OH)3

В воде железо интенсивно корродирует. При обильном доступе кислорода при этом образуются гидратные формы оксида железа:          При недостатке кислорода или при его затрудненном доступе образуется смешанный оксид Fe₃O₄(Fe₂O₃^.FeO):          Кроме того известны соли железной кислоты H₂FeO₄, в которой степень окисленности железа +6.

Применение

Из медно-никелевых сплавов (мельхиор и другие) изготавливают монеты, украшения, предметы домашнего обихода. Кобальтсодержащие сплавы используются как вязкая составная часть металлорежущего инструмента, в которую вкраплены исключительно твердые карбиды MoC и WC.

Гальванические покрытия металлов никелем предают им красивый внешний вид.

Кобальт.

оксиды кобальта Со₃О₄.Оксид кобальта (III) Co₂O₃.

С серой модификации CoS.

сульфид Со₉S₈

Растворы солей кобальта CoSO₄, CoCl₂, Со(NO₃)₂

Применение.

• Легирование кобальтом стали повышает её жаропрочность, улучшает механические свойства. Из сплавов с применением кобальта создают обрабатывающий инструмент: свёрла, резцы, и.т.п.

• Магнитные свойства сплавов кобальта находят применение в аппаратуре магнитной записи, а также сердечниках электромоторов и трансформаторов.

• Для изготовления постоянных магнитов иногда применяется сплав, содержащий около 50 % кобальта, а также ванадий или хром.

• Кобальт применяется как катализатор химических реакций.

• Кобальтат лития применяется в качестве высокоэффективного положительного электрода для производства литиевых аккумуляторов.

• Силицид кобальта отличный термоэлектрический материал и позволяет производить термоэлектрогенераторы с высоким КПД.

• Радиоактивный кобальт-60 (период полураспада 5,271 года) применяется в гамма-дефектоскопии и медицине.

• ⁶⁰Со используется в качестве топлива в радиоизотопных источниках энергии.

Медь.

Cu2Oоксид

CuSO4 соль

[Cu(OH)2] комплексн.соединение

Гидроксид меди(II) Cu(OH)2

Применение.

В электротехнике, для производства труб, теплообмен,в ювелирном производстве.

Цинк.

ZnOоксид

Zn(OH)2 гидроксид

Хлорид цинкаZnCl₂

Цинки его соединения широко используются в народном хозяйстве медицине промышленности офтальмологии.

Молибден.

Оксиды MoO₂ ,MoO₃.

Соли

MoCl₅. MoS₂

H₂MoO₄- бесцветный мелкокристаллический порошок, молибденовая кислотаH₂Mo₂O₇ - белое кристаллическое вещество, изополикислотаН₂ [Мо₄О₁₃] - сильная кислота, существующая в водных растворах.

Применение.

используется в черной металлургии: в производстве низколегированных нержавеющих сталей, быстрорежущих и других инструментальных сталей. Чистый молибден находит ограниченное применение при изготовлении нагревательных элементов, а также в электровакуумной технике и электроламповом производстве.

46

Ма́гний— элемент главной подгруппы второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12. Обозначается символомMg. Простое веществомагний— лёгкий, ковкий металл серебристо-белого цвета. Средне распространён в природе. При горении выделяется большое количество света и тепла.

Физические свойства

Магний — металл серебристо-белого цвета с гексагональной решёткой, пространственная группа. При обычных условиях поверхность магния покрыта прочной защитной плёнкой оксида магния MgO, которая разрушается при нагреве, температура плавления металла tпл = 651 °C, температура кипения — tкип = 1103 °C. Магний высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддаётся обработке резанием.

Химические свойства

Раскаленный магний реагирует с водой: Mg (раск.) + Н₂О = MgO+ H₂↑; Щелочи на магний не действуют, в кислотах он растворяется легко с выделением водорода: Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂; При нагревании на воздухе магний сгорает, с образованием оксида, также с азотом может образовываться небольшое количество нитрида: 2Mg + О₂ = 2MgO; 3Mg + N₂ = Mg₃N₂

Оксид магнияMgO

Гидроксид магния Mg(OH)2

Применение магния:

Магниево-серные батареи - являются одними из самых перспективных, превосходя в теории ёмкость ионо-литиевых, однако, пока эта технологи находится на стадии лабораторных исследований в силу непреодолённости некоторых технических препятствий.

Магниевый порошок с окисляющими добавками (нитрат бария,нитрат аммония, перманганат калия, гипохлорит натрия, хлорат калия и т. д.) применялся (и применяется сейчас в редких случаях) в фотоделе в химических фотовспышках (магниевая фотовспышка).

Входит в состав хлорофилла и фитина, активизирует многие ферменты, в мышцах животных участвует в процессах анаэробного обмена углеводов. Недостаток Магния в почве вызывает у растений хлороз. При недостатке этого элемента в кормах крупно роогатого скот заболевает травяной тетанией (остановка роста конечностей, мышечное подёргивание ). На почвах, бедных Магнием, применяют магниевые удобрения .

48.подгруппа цинка(IIВ)Zn.Cd.Hg.nd¹⁰ns².Могут отдавать два электрона.Характерная с.о=2.Восст.активность уменьшается от цинка к ртути.реагирует с водой,образуя гидроксид Э(ОН)_2.Вытесняют водород из кислот.Гидроксиды амфотерны..Легко гидролизуются.Образуют комплексные соединения с галоген.и щелочн.ионами.

49. Электронное строение атомов 8А группы ПС и особенности их химических и физических свойств. Соединения благородных газов. Элементы 8А подгруппы (благородные газы) Не-гелий; Ne-неон; Ar-аргон;Kr-криптон; Xe-ксенон;Rn-радон s2p6 Соединения He не получены на данный момент. (Kr,Xe,Rn)-имеют наименьшую величину энергии ионизации Способность благородных газов к образованию химических соединений понижается от Хе к Аг (самым активным должен быть Rn, однако из-за высокой радиоактивности его свойства изучены мало. Наибольшее число соединений получено для Хе (фториды, хлориды, оксиды, оксофториды, фосфаты, перхлораты, фторсульфонаты, ксенаты, перксенаты и др. Свойства: одноатомные газы без цвета и запаха. (в этом вопросе не все, не нашла хим. свойств)