- •Тема 1. Периодическая система и строение атомов
- •Темы 2-3. Химическая связь. Строение вещества в конденсированном состоянии
- •Метод валентных связей
- •Теория гибридизации
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Тема 4. Скорость химических реакций, основные понятия термодинамики
- •Обратимость химических реакций.
- •Смещение химического равновесия
- •Химическая термодинамика
- •Тема 5. Растворы
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Коллигативные свойства растворов
- •Тема 6. Растворы электролитов
- •Сильные электролиты (уравнения диссоциации)
- •Слабые электролиты (уравнения диссоциации)
- •Теория сильных электролитов
- •Теория слабых электролитов
- •Ионные уравнения реакций
- •Тема 7. Равновесия в растворах, протолитическое равновесие, гидролиз солей Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
- •Произведение растворимости
- •0,01 Моль 0,01 моль 0,01 моль
- •Гидролиз солей
- •Описание гидролиза как обратимого процесса
- •Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции и электрохимия
- •Метод электронного баланса
- •Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)
- •Электрохимические процессы
- •Электродные потенциалы
- •Гальванические элементы
- •Аккумуляторы
- •Электролиз
- •Тема 9. Химическая связь в комплексных соединениях
- •Координационная теория Вернера
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Природа химической связи в комплексах
- •Тема 10. I-II группы псэ Главная подгруппа I группы
- •Соединения щелочных металлов
- •Побочная подгруппа I группы
- •Серебро
- •Главная подгруппа II группы
- •Жесткость воды и методы ее устранения
- •Побочная подгруппа II группы
- •Цинк и кадмий
- •Химические свойства
- •Тема 11. III-IV группы псэ Главная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Алюминий
- •Химические свойства
- •Галлий, индий, таллий
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Лантаноиды
- •Химические свойства
- •Актиноиды
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа IV группы
- •Углерод
- •Химические свойства
- •Кремний
- •Химические свойства
- •Германий, олово, свинец
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа IV группы
- •Химические свойства
- •Тема 12. V группа псэ Главная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Азотная кислота и ее соли
- •Химические свойства
- •Мышьяк, сурьма, висмут
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Тема 13. VI группа псэ
- •Химические свойства
- •Селен, теллур, полоний
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VI группы
- •Химические свойства
- •Молибден, вольфрам
- •Химические свойства
- •Тема 14. VII-VIII группы псэ Водород и главная подгруппа VII группы Водород
- •Физические свойства:
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа VII группы
- •Химические свойства
- •Химические свойства
- •Кислородсодержащие соединения хлора
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VII группы
- •Химические свойства марганца
- •Главная подгруппа VIII группы
- •Физические свойства инертных (благородных) газов
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VIII группы
- •Общие свойства триад.
- •Химические свойства
- •Кобальт, никель
- •Химические свойства
- •18.2.3. Платиновые металлы
Химические свойства
1. Малоактивный металл. Относительно легко вступает в реакции только с серой и галогенами.
2. Все соединения Hg(II) ядовиты (например, HgCl2 – сулема). Соединения Hg(I) значительно менее токсичны. Hg2Cl2 (каломель) входит в состав желудочных таблеток.
3. Соединения одно- и двухвалентной ртути легко переходят друг в друга в ходе окислительно-восстановительных реакций:
Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2
2HgCl2 + SO2 + 2H2O = Hg2Cl2 + 2HCl + H2SO4
4. Оксиды ртути можно получить только косвенным путем:
Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + 2NaNO3 + H2O
Оксид ртути (I) неустойчив и начинает разлагается уже при комнатной температуре:
Hg2O = Hg + HgO
5. Ртуть легко взаимодействует с азотной кислотой:
6Hg + 8HNO3 (разб) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
6. Ртуть образует множество комплексных соединений, многие из которых окрашены в яркие цвета.
В чистом виде ртуть используется в лампах дневного света, в термометрах, в различных физических приборах.
Из соединений ртути используются:
- в качестве детонатора Hg(OCN)2 – гремучая ртуть,
- в медицине Hg2Cl2 – каломель.
Тема 11. III-IV группы псэ Главная подгруппа III группы
Строение внешнего электронного уровня выражается общей электронной формулой ...ns2p1, все три внешних электрона – валентные. В связи с малым радиусом атома бор менее всего склонен к потере электронов и не образует ионных связей. Все связи в соединениях бора ковалентные. Бор является типичным неметаллом.
Алюминий, галлий, индий и таллий – металлы.
Бор
В природе встречается только в виде кислородных соединений: Na2B4O7.10H2O – бура, Na2B4O7..4H2O – разорит, Mg7Cl2B16O30 – борацит. Получение бора в чистом виде связано со значительными трудностями, т.к. при высоких температурах он становится очень реакционноспособным и взаимодействует с материалом посуды, в которой изготавливается. Не очень чистый бор получают из оксида бора восстановлением магнием при нагревании:
B2O3 + 3Mg = 2B + 3MgO
От примеси оксида магния бор очищают обработкой концентрированной соляной кислотой:
MgO + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Полученную смесь обрабатывают водой. Бор в виде коричневого порошка остается в осадке. Этот бор носит название "аморфный". Более чистый бор получают электролизом расплава фтороборатов (K[BF4] и др.) или термическим разложением соединений BBr3, BJ3, B2H6. Полученный этим способом бор носит название “кристаллический”.
Химические свойства
1. В обычных условиях бор весьма инертен и взаимодействует только с фтором. При температуре 400 – 600оС взаимодействует с кислородом, серой, хлором. С азотом реагирует при температуре выше 1200оС.
2. С металлами образует бориды нестехиометрического состава, например: AlB4, VB3, HfB2. Это соединения прочные и тугоплавкие (tпл.(HfB2)= 3250оС). В технике широко используется метод борирования: поверхность изделия при высокой температуре насыщают бором.
3. Прямым синтезом бора и азота при 1200оС образуется соединение неопределенного состава (BN)n – тугоплавкий белый порошок. При нагревании до 1500оС под давлением до 20000 атм (BN)n превращается в вещество, называемое боразон: вещество по твердости не уступающее алмазу, а по термической стойкости – превосходящее алмаз.
4. Растворяется бор только в кипящих кислотах-окислителях и “царской водке”:
B + 3HNO3 (конц) = H3BO3 + 3NO2 ↑
Также, можно перевести бор в растворенное состояние щелочью в присутствии окислителя:
2B + 2NaOH + 3H2O2 = 2NaBO2 + 4H2O
5. С кислородом бор образует один оксид - B2O3. Это стеклообразное вещество белого цвета, очень гигроскопичное. Получается либо прямым синтезом из бора и кислорода, или при прокаливании природных соединений:
4B + 3O2 = 2B2O3
Na2B4O7 = 2NaBO2 + B2O3
6. Оксиду бора соответствует ряд кислот общей формулы xB2O3∙yH2O, которые называются полиборными. Наиболее известна ортоборная кислота, которую можно получить растворением оксида бора в воде:
B2O3 + 3H2O = 2H3BO3
или взаимодействием буры с кислотой:
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = 4H3BO3 + Na2SO4
H3BO3 - слабая кислота не имеющая собственных солей. Соли двух других кислот метаборной – HBO2 и тетраборной – H2B4O7 легко получаются в реакции:
4H3BO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7H2O ,
а при избытке щелочи взаимодействие идет дальше:
Na2B4O7 + 2NaOH = 4NaBO2 + H2O
7. Водородные соединения получаются косвенным путем из боридов металлов:
Mg3B2 + HCl MgCl2 + B2H6 + B4H10 + B5H14 + ...
Получаемые соединения носят название “бораны”. Основными продуктами реакции являются диборан и тетраборан. Бораны очень реакционноспособные вещества, относящиеся к классу соединений, называемых “электронодефицитными”. В случае B2H6 на 8 связей приходится 12 электронов (вместо шестнадцати по правилу валентности).
При горении бораны выделяют большое количество тепла. Ядовиты. На воздухе склонны самовоспламеняться.
Бор широко используется в технике как добавка к сталям, повышающая их износоустойчивость, тугоплавкость, коррозионную устойчивость. Соли бора используются в сельском хозяйстве, ядерной энергетике, медицине.