Шпаргалка по "Химии"

СПОСОБЫ металлотермия; д\получ цветн Ме:цинк,олово,свинец природн соед-я подверг-ся обжигу ZnS+O2=ZnO+3O2  ZnO+C=Zn+CO   WO3+H2=W+H2O -водородотермия

Fe2O3+2Al=2Fe+Al2O3

Гидрометаллургический 1)электролизом2)спец обработка. р-рCuSO4-><- Cu²⁺+SO4^2-

а)электролиз. Если Ме после H->то восстанавл-ся соли                   K(-) Cu²⁺+2e=Cu⁰               А(+)2H2O-4e=O⁰2+4H⁺

2Cu²⁺+2H2O=(эл-з)2 Cu⁰+ O⁰2+4H⁺

2CuSO4+2H2O=эл-з2Cu+O2+2H2SO4

CuSO4+Fe=Cu+FeSO4  

КАРРОЗИЯ  Ме-пр-сс разруш-я Ме под возд-ем окр среды. По мех-му 2 типа каррозии:1)химич-протекает без возникн-я эл тока в системе,окисл-е происх-т кислородом,растворенным в воде.пр-сс окислит -восстановит в природе происх-т самопроизвольно 2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 2)электрохим каррозия-приносит наиб вред,тк наряду с хим пр-сом (отдачей е)протекают и электрич пр-ссы(перенос е от одного участка к др)

Fe A(+)Fe⁰-2e=Fe²⁺    СuK(-)2H⁺+2e=H2

Fe⁰+2H⁺=Fe²⁺+H2 случай водородн деполирезации   O2+2H2O=4OH^-  Fe²⁺+2OH^-=Fe(OH)2

4Fe(OH)2+O2+H2O=4Fe(OH)3  обр-ся ржавчина Fe2O3*nH2O    ФАКТОРЫ ВЛИЯЮЩ НА КАРРОЗИЮ: среда(pH р-ра);t; обр-е защитн пленок на пов-ти Ме-пр-сс ПАССИВАЦИИ     Если Ме активн(Fe и Al)пр-cc окисл-я кислород воздуха(Fe2O3;Al2O3);  действие конц к-т(H2SO4; HNO3)  потери железа от каррозии=10% от выплавки 1)а-защитн поверхостн покрытия Ме-железо покрыв Ni,Cr,Zn, б-масляная краска\2)а-проекторная защита,б-электрозащита 
 
 
 
 
 
 
 

21.  Хромистый железняк Fe(CrO2)2; FeO и Cr2O2   Cr-Mo-W расположены в середине d-рядов (элементов)( d-предвнешний уровень) 4,5,6,периодов-у которых очередн е идет на (n-1)d подуровень (появляется в 3 заполняется в 4уровне) f появ-ся в 4,заполняется в 6 ур-не(n-2)f подуровень.                   Cr-малоактивный элемент,характерно образ-е различн интерметалич соед-й-соед-е 2х и более Ме. И НЕХАРАКТЕРНО образов-е ионных соед-й,даже с сильн электроотрицат атомами         Cr-сам тверд Ме.устойчив на воздухе,устойчив к воде при н.у. Cr-Mo-Wхим активн-ть уменьшается.   Cr-Mo-W реагируют только с фтором,ОТСУТСТВУЕТ взаимод-е с водородом       ОТНОШ-Е К К-ТАМ Cr растворим в разб соляной и серной к-тах      В растворенном состоянии их сплавляют селитрами Э+3NaNO3тв+Na2CO3тв=сплавNaЭO4+3NaNO2+CO2

При взаим-ии с O2(ТОЛЬКО Mo и W) Э+O2=ЭO2

CrO3 получ косв путем при 1000град распадается на Cr2O3 и O2     MoO3;CrO3(хорошо раств-ся в воде);WO3-в щелочах все р-мы с образованием солей,соотв к-т H2ЭO4     При нагрев H2ЭO4=ЭO3+H2O

В ряду H2CrO4-H2MoO4-H2WO4 сила к-т уменьш-ся

Получ-е  1)Карботермич способ Fe(CrO2)2+4C=Fe+2Cr+4Co

2)Аллюмотермич сп-б  Cr2O3+2Al=Al2O3+2Cr

Электролиз  водн р-ров соед-й  Cr

Cr2(SO4)3=2Cr⁺³+3SO4^2-

K(-): Cr³⁺+3e=Cr⁰  A(+):2H2O-4e=O2+4H

4Cr³⁺+6H2O=(электролиз)4Сr⁰+3O2+12H

2Cr2(SO4)3+6H2O=(электролиз)4Cr⁰+3O2+6H2SO4

Хим св-ва: при ну Cr покрыт оксидн пленкой и устойчив к воде и воздуху;

Cr растворим в разб к-тах Cr+2H⁰(разб)=Cr⁺²+H2 концH2SO4 и HNO3 пассивируют на холоду;

При высок t горит в кислороде 4Cr+3O2=2Cr2O3;

Раскаленный Cr взаимод с парами воды 2Cr+3H2O=Cr2O3+3H2;    взаим с неМе Cr+2F2=CrF4 Cr+2HF=CrF2+H2      2Cr+3Cl2=2CrCl3       2Cr+3S=Cr2S                    2Cr+N2=2CrN  ;   с больш Ме образует тверд р-ры;

Cr+6CO=Cr(CO)6-карбонилы хрома

Механизм  образования карбонилов(пидативный)

У Cr много d орбиталей 5 на d и 1 на s(Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹) 

22. Степ  ок-я +2 соответствует  основный оксид CrO (чёрный порошок). Соли Cr²⁺ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr³⁺ или дихроматов цинком в кислой среде: 2Cr³⁺ + Zn = 2Cr²⁺ + Zn²⁺ ;   Все эти соли Cr²⁺ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr²⁺ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

Оксид CrO получают термическим разложением карбонила хрома Cr(СО)₆. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)₂ осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II). Синтезированы дигалогениды хрома CrF₂, CrCl₂, CrBr₂ и CrI₂

Соед-я  Cr co степ-ю ок-я +2  CrO;Cr(OH)2: проявляют основные св-ва. В степ ок +2 не устойчивы

Получ-е  CrO Cr(OH)2=t CrO+H2Oпри осторожн нагрев-и

CrO+2HCl=CrCl2+H2O  3CrO=Cr2O3+Cr(при t>100град)

Получ-е  Cr(OH)2  CrCl2+2NaOH=Cr(OH)2+2NaCl в инертн среде;    Cr(OH)2+1\2O2+H2O=2Cr(OH)3- легко окисл-ся на воздухе;    2CrCl2+2H2O=2Cr(OH)Cl2+H2

Получ-е  и восстановит  св-ва Cr+2  CrCl3+Zn+HCl=H+CrCl2+ZnCl2-восстановит среда(чтобы создать инертную среду добавь органич раствор-ль предотвращая ок-е)  4CrCl2+O2+4HCl=4CrCl3+2H2O;

2CrCl2+SnCl2=Sn+2CrCl3;  CrCl2+2CH3COONa=Cr(CH3COO)2+2NaCl 

23. Степ  ок-я +3 соответствует  амфотерный оксид Cr₂O₃ и гидроксид Cr(OH)₃ (оба — зелёного цвета). Это — наиболее устойчивая степень окисления хрома. Соединения хрома в этой степени окисления имеют цвет от грязно-лилового (ион [Cr(H₂O)₆]³⁺ до зелёного.

Cr³⁺ склонен к образованию двойных сульфатов вида MICr(SO₄)₂·12H₂O (квасцов)

Получ-е  :Гидроксидa хрома (III), дейсвуя аммиаком на растворы солей хрома (III): Cr³⁺+3NH₃+3H₂O=Cr(OH)₃+3NH₄⁺;      Можно использовать растворы щелочей, но в их избытке образуется гидроксокомплекс:  Cr³⁺ + 3OH^- = Cr(OH)₃;      Cr³⁺ + 4OH^- = [Cr(OH)₄]^-

Сплавляя Cr₂O₃ со щелочами получают хромиты:   Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O.

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

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3Н₂О.

При окислении соединений хрома(III) в щелочной среде образуются соединения хрома(VI):

2Na₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ → 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 8H₂O.

То же самое происходит при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и окислителями, или со щелочью на воздухе (сплав при  этом желтеет):

2Cr₂O₃ + 8NaOH + 3O₂ = 4Na₂CrO₄ + 4H₂O

Соед-я  Cr co степ-ю ок-я +3

Восстан-е CrO;осн Cr(OH)2

Окислит двойств  Cr2O3; амфотерн Cr(OH)3; окислит св-ва CrO3; кислотн H2CrO4;H2CrO7 с увелич ст-ни ок-я основн св-ва уменьш-ся,а кислотн возрастают

Хим св-ва: CrCl3+3NaOH=Cr(OH)3+3NaCl  Cr2O3+2NaOH=2NaCrO2(соль метахромистой кты)+H2O

Cr2O3+3KNO3+2Na2CO3=2Na2CrO4+3KNO2+3CO2

Cr(OH)3+3HCl=CrCl3+3H2O       2Cr(OH)3=Cr2O3+3H2O Cr(OH)3+3NaOH=Na3[Cr(OH)2]       восстановит св-ва:2Na3[Cr(OH)6]+3Br2+4NaOH=2Na2CrO4+6NaBr+8H2O

Гидролиз солей хрома 3+

Необратим CrCl3+Na2CO3+H2O=Cr(OH)3+NaCl+CO2

CrCl3+(NH4)2S+H2O=Cr(OH)3+NH4Cl+H2S

Обратим CrCl3+H2O=Cr(OH)Cl2+HCl

Cr(OH)Cl2+H2O= Cr(OH)2Cl+HCl

Cr(OH)2Cl+H2O=Cr(OH)3+HCl 
 
 
 
 

24. Степ  ок-я +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO₃ (красный) и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них — хромовая H₂CrO₄ (Получ-е: 3CrF4 +10H2Oà2Cr(OH)3+H2CrO4+12HF(при кипении);  3CrF5+11H2OàCr(OH)3+2H2CrO4+15HF;   CrO3+H2OàH2CrO4) Хромовая к-та — электролит средн силы. Соли хромовой к-ты являются сильными окислителями, ядовиты. В хромовой к-те степ ок-я хрома= +6.Шестая степ ок-я самая высокая для хрома; третья степень является наиболее стабильной. Реагирует с основными оксидами и гидрокси-дами натрия и калия, например амфотерные оксиды и гид-роксид цинка с гидроксидом алюминия в ее присутствии или в р-ции с хромовой к-той поведут себя как слабые основания. Продукты р-ции — вода и хроматы металлов.Хромовой к-те соответствуют соли — хроматы)       и -двухромовая H₂Cr₂O₇ (2CrO3(изб)+H2O=H2Cr2O7сущ только в р-рах) Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы. CrO₃ образуется при взаимодействии конц серной к-ты с р-рами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимо-действии с водой он образует сильные неустойчивые хромо-вые к-ты: хромовую H₂CrO₄, дихромовую H₂Cr₂O₇ и др изопо-ликислоты с общ формулой H₂Cr_nO_3n+1. Увеличение степ поли-меризации происходит с уменьшением рН, то есть увелич кислотности:  2CrO₄^2-+2H⁺→Cr₂O₇^2- Н₂О.  Но если к оранжевому раствору K₂Cr₂O₇ прилить раствор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова образуется хромат K₂CrO₄: Cr₂O₇^2-+OH^-→CrO₄^2-+Н₂О. До высокой степ полимеризации, как это происходит у вольфрама и молибдена, не доходит, так как полихромовая к-та распадается на оксид хрома(VI) и воду:  H2Cr_nO_3n+1 → H₂О + nCrO₃      Растворимость хроматов примерно соответствует растворимости сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO₄выпадает при добав-лении солей бария как к р-рам хроматов, так и к р-рам дихро-матов: Ba²⁺+CrO₄²⁻→BaCrO₄↓; Ba²⁺+Cr₂O₇²⁻+H₂O→BaCrO₄↓+2H⁺

Известны пентафторид хрома CrF₅ и малоустойчивый гексафторид хрома CrF₆. Также известны летучие оксигалоге-ниды хрома CrO₂F₂ и CrO₂Cl₂ (хромилхлорид).С-ния хро-ма(VI)-сильн ок-тели,напр:  K₂Cr₂O₇+14HCl→2CrCl₃+2KCl+3Cl₂↑+7H₂O.

Соед-я Cr co степ-ю ок-я +6  4CrO3+3S=2Cr2O3+3CO2  4CrO3=2Cr2O3+3O2   Получ-е CrO3 При взаим-ии с O2(ТОЛЬКО Mo и W) Э+O2=ЭO2         CrO3 получ косв путем при 1000град распадается на Cr2O3 и O2 K2Cr2O7+H2SO4(к)=лед<0град=2CrO3+K2SO4+H2O

4CrO3+3C2H5OH+6H2SO4(разб)=2Cr2(SO4)3+ +3CH3COOH+ +9H2O проба на алкоголь;    CrO3+H2O=H2CrO4 или

2CrO3(изб)+H2O=H2Cr2O7сущ только в р-рах;Ионы CrO4 и CrO7 превр-ся др в др при изменении конц ионов водорода по схе-мам р-ции 2CrO4+2H<->Cr2O7+H2O;  Cr2O7+2OH^-=2CrO4²⁺+H2O

Хроматы и бихроматы  устойчивы,сильн ок-тели в кисл среде(последн в нейтральн среде)

K2Cr2O7+4H2SO4+3K2SO3=Cr2(SO4)3+4K2SO4+4H2O

K2Cr2O7+4H2SO4+3NaNO2=Cr2(SO4)3+3NaNO3+K2SO4+4H2O

K2Cr2O7+4H2SO4+3H2S=Cr2(SO4)3+K2SO4+3S+7H2O

K2Cr2O7+3(NH4)2S+8H2O=Cr(OH)3+3S+4KOH+6NH4OH

K2Cr2O7++H2SO4+4H2O2=2CrO5+K2SO4+5H2O

K2Cr2O7+H2SO4+SO2(ток)=Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O

25. Mn-серебрист белый Me,неустойчив на воздухе,на пов-ти оксидная пленка Mn2O3   Мах валентное состоян-е=7е Mn не способен к присоед-ю е; не обр-ет водородн соед-й как напр HCl,HBr.Наиб типичн коордиц числа 6 и 4. Степ ок-я от +2до +7, с ростом степ ок-я(от 2к7)у соед-й Mn усилив-ся кислотн хар-р. наиб устойчив +2 +4 +7; д\химии Mn хар-ны больш спектрОВР:

               à H⁺(в кисл среде)Mn⁺⁴ бесцветн

Mn⁺⁷O₄^- àH2O(в нейтральн)MnO2 бурый

               à OH^-(в щелочн)MnO₄^2- зеленый

ПОЛУЧ-Екарботермич MnO2+2C=Mn+2CO(восст-льSi;режеAl); алюмотермич 3Mn3O4+8Al=9Mn+4Al2O3; MnO*Mn2O3àMn3O4  Эл-лиз водн р-ра MnSO4,диссоц-я MnSO4=Mn²⁺+SO4^2-;  K(-)Mn²⁺+2e=Mn⁰    A(+)2H2O-4e=O2^2- +4H⁺

Электролиз 2Mn²⁺+2H2O=(электролиз)2Mn⁰+O2+4H⁺ 2MnSO4+2H2O=2Mn⁰+O2+2H2SO4  В виде минералов: манганит MnO(OH)-оксогидроксид Mn;   MnCO3 карбонат Mn; MnO2 пиролюзит;  3MnO3*MnSiO3  Хим св-ва: 4Mn+3O2(возд)=2Mn2O3; Mn поглощает водород с обр-ем тв растворов;  взаим-ет с галогенами Mn+F2=MnF2(возможно MnF3;MnF4(MnCl2;MnBr2;MnI2); Mn+N2(газ)=t Mn³⁺N;  Mn+S=MnS;  Mn+C=Mn3C; 2Mn+10CO=Mn2(CO)10-золотист желт ядовит кристаллы.     Mn взаим-ет с водой,при комн тем-ре оч медленно,при нагрев-и быстрее. Реаг-ет с разбавл соляной и азотн к-тами, а также с гор серной с образ-ем солей Mn²⁺      Хим связь Mn-CO в карбонилах включ 2 типа(П и G);обр-е Mn2(CO)10;  CO взято 10 раз-объясняется тем,что атом Mn за счет 5ти свободн орбиталей(3d;4s;4p) прис-ет 5 мол-л CO по донорно-акцепторному мех-му, при этом обр-ся радикал Mn(CO)5; устойчивость связи Mn^-CO повыш-ся за счет дативного П-взаимодействия MnàCO при этом принимают участие 3d электрон пары Mn и П-разрыхляющие(П*) орбитали CO;   G(сигма) орбитали Mn-Mn возникают за счет непарн электронов у атома Mn.  Основный хар-р: Mn⁺²O; Mn2O3;  MnO*Mn2O3; Mn3O4; Mn(OH)2;  MnO(OH)

Амфотерн:Mn⁺⁴O2;  H4MnO4; MnO2*xH2O-бурый

Кислотн: Mn⁺⁶O3; H2MnO4; Mn2⁺⁷O7; HMnO4

C ув-ем степ ок-я основн св-ва уменьш-ся,кислотн возр

СОЕД-Я  Mn+2  MnO тв в-во,серозелен цв,в воде нераств    ПОЛУЧ MnO  MnCO3->MnO+CO2(инертн среда,нагрев-е)         MnO2+H2=MnO+H2O; Mn(OH)2: MnSO4+2NaOH= =Mn(OH)2+Na2SO4; 4Mn(OH)2+O2=4MnO(OH)+2H2O-на воздухе окисляется;  4MnO(OH)+O2=4MnO2+2H2O или (MnO2*xH2O)    Хим св-ва Mn(OH)2+2HCl=MnCl2+H2O

Mn(OH)2+4NaOH(к)=Na4[Mn(OH)6] Восстановит св-ва : Mn(OH)2+Br2+2NaOH=MnO2+2NaBr+2H2O

MnSO4+5PbO2+3H2SO4(разб)=2HMnO4+5PbSO4+2H2O

5MnSO4+(Pb3O4+HNO3)-t=HMNO4+PbSO4+Pb(NO3)2+H2O

5(NH4)2S2O8+2HNO3+3MnSO4+8H2O=

=2HMnO4+5(NH4)2SO4+Mn(NO3)2+8H2SO4

2HMnO4+3MnSO4(изб)+2H2O=5MnO2+3H2SO4 

26. СОЕД-Я  Mn+6 MnO3-не выделен в свободн сост-нии . Соединения Mn (VI) малоустойчивы, однако наиболее известное соед-е-манганат калия K2MnО4 -устойчив в щелочн среде.Он обр-ся при восст-нии перманганата калия в щелочн среде, напр: Na2SO3+2KMnO4+2KOH=Na2SO4+2K2MnO4+H2O     Хим св-ва K2MnO4+4H2C2O4=4CO2+MnC2O4+K2C2O4+4H2O окисл.  Вообще для Mn6+ характерны следующие продукты окислительно-восстановительных реакций:  Mn⁺⁶+OH^-àMnO2,Mn(OH)2;    Mn⁺⁶+H⁺àMn²⁺;   Mn⁺⁶+сильно к-льàMn⁷⁺. Например: 2K2MnO4+Cl2(ок-ль)=2KMnO4+2KCl вост св-ва

КИСЛОТЫ H2MnO4-марганцоватая(соли-манганаты); HMnO4-марганцовая(соли-перманганаты)

Не стойкие,при получ разл-ся 3H2MnO4=2HMnO4+MnO2+2H2O 2HMnO4=Mn2O7+H2O

МАНГАНАТЫ(зелен) получ сплавлением MnO2+KNO3тв+2KOHтв=K2MnO4(манганат калия)+KNO2+H2O в водн р-ре ярко зелен цв,устойчи только в щелочн среде,в нейтр и кисл р-ре диспропорц-ет 3K2MnO4+2H2O=2KMnO4+MnO2+4KOH  

27. СОЕД-Я  Mn+7   Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ – маслянистая жидкость черно-зеленого цвета,сильн ок-ль, выше 50°С разл-ся с образованием кислорода и низших оксидов,при более высокt или при слабом ударе взрывается: 2Mn₂O₇=4MnO₂+3O₂.

Проявляет кислотн  св-ва. Реагирует с водой, образуя марган-цовую к-ту:Mn₂O₇+H₂O=2HMnO₄.Оксид марганца можно полу-чить только косвенным путем:2KMnO₄+H₂SO₄(к)= Mn₂O₇+K₂SO₄+H₂O.(t<0)  Марганцовая кислота – сильная кислота, очень неустойчивая, разлагается уже выше 3°С:

4HMnO₄ = 4MnO₂ + 2H₂O + 3O₂. Соли марганцевой кислоты – перманганаты – содержат в составе перманганат-ион MnO₄^-, в растворе – фиолетового цвета. Проявляют окислительные свойства, в кислой среде образуются соединения марганца (II):2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O