БИЛЕТ№1

1. Особенности положения водорода в Периодической системе. Изотопы. Степени окисления, типы соединений, их окислительно-восстановительные свойства, способность к комплексообразованию. Свойства атомарного и молекулярного водорода.

Электронная конфигурация водорода 1s подобна конфигурации валентных электронов атомов щелочных металлов.

Подобно галогенам атому водорода для завершения внешнего слоя не достает одного электрона.

Водород образует несколько изотопов. В природе преобладает самый легкий из них¹ Н, иногда называемый протием. Изотоп водорода с массовым числом 3 — тритий Т. Соединения водорода (—1). Водород выступает в качестве окислителя, ведет себя как галоген, образуя гидриды.

Гидриды, например КН и СаН2 представляют собой белые кристаллические вещества. Ион Н- — один из самых сильных восстановителей. Ионные, а также комплексные гидриды — сильные восстановители.

Присущая водороду, как неметаллическому элементу, образованию анионных комплексов например в следующих реакциях:

KF + HF = K[HF2] ^{дифторогидрогенат калия} KNO3 + HNO3 = K[H(NO3)2] ^{динитратогидрогенат калия}

Атомы водорода входят также в состав гидросолей типа NaHS, NaHCOs,NaHSO4-. Гидриды металлов образуются из простых веществ.

Водород является восстановителем

Bi203 + ЗН2 = 2Bi + ЗН20

2FeCl3 + Н2 = 2FeCl2 + 2HC1

Еще более сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Выделения, образующийся при взаимодействии металла с кислотой. Данная реакция протекает на поверхности цинка, водород восстанавливает, например, СгСl3 в СгСl2:

2СгСl3 + 2НСl + 2Zn = 2СгСl2 + 2ZnCl2 + Н2

2. Медь. Степени окисления. Взаимодействие металла с кислородом, галогенами, серой, растворами цианидов, кислот-окислителей. Соединения Cu⁺ и Cu⁺: оксиды, соли, комплексы. Примеры соединений Cu³⁺ и Cu⁴⁺. Диспропорционирование Cu⁺ в водных растворах

В водных растворах для меди характерна степень окисления +2 – наиболее устойчивая с.о. 0,+1,+2, (+3), (+4) – так же существуют.

Медь не вытесняет водород из воды и кислот-неокислителей. Медь легко реагирует как с концентрированной, так и с разбавленной азотной кислотой:

Сu + 4HN03(конц) = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20

ЗСu + 8HNO3(30%) = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20

а также с другими кислотами-окислителями:

6Сu + 12НС103 = 5Си(СIO3)2 + СиС12 + 6Н20

Медь не взаимодействует со щелочами. Реакция с кислородом возможна только для меди, которая при прокаливании в пламени горелки покрывается черным налетом оксида.

При длительном хранении на воздухе медные изделия покрываются зеленым налетом, представляющим собой смесь основных карбонатов и сульфатов:

2Сu + 02 + Н20 + С02 = Сu2(ОН)2С03

4Сu + 5/202 + ЗН20 + S02 = Cu4(OH)6S04

Галогенирование приводит к образованию соединений меди(П).

Темно-зеленый нитрид меди(1) Cu3N получают действием аммиака на фторид меди(П)

Оксиды состава М20.

Для этих соединений характерны основные свойства — они взаимодействуют с соляной кислотой с образованием хлоридов, а с избытком хлорид-ионов — хлоридных комплексов:

Cu20 + 4HC1 = 2Н[СuС12] + Н20

Также они переходят в раствор под действием других лигандов, дающих прочные комплексы с катионами, имеющими d10-конфигурацию:

Cu20 + 4NH3 + Н20 = 2[Cu(NH3)2]OH

Оксид меди(1) в этих условиях диспропорционирует или окисляется до солей меди(П):

Cu20 + H2S04 (разб.) = CuS04 + Cu + H20

Cu20 + 6HN03(kонц.) = 2Cu(NO3)2 + 2N02 + 3H20

наиболее устойчив оксид меди(П) СиО — черное кристаллическое вещество. Его получают окислением порошка меди на воздухе, разложением основного карбоната, нитрата или гидроксида меди(П):

Сu2(ОН)2С03 = 2СuО + С02 + Н2О

Сu(ОН)2 = СuО + Н20

легкости растворения в кислотах:

СиО + 2НС1 = СиС12 + Н20

слабые амфотерные свойства

2NaOH + CuO = Na2Cu02 + H20

В водном растворе аммиака оксид меди(П) растворяется

CuO + 4NH3 + 3H20 = [Cu(NH3)4(H20)2](OH)2

При сильном прокаливании оксид меди(Н) теряет кислород, превращаясь в оксид меди(1). оксид меди(П) проявляет свойства окислителя

Соединения меди(1). Соединения Cu(I) образуются при восстановлении меди(П) гидразином, хлоридом олова(П), сернистым газом

медь(1) может быть стабилизирована в комплексах с иодидными, цианидными и тиоцианатными лигандами. Аквакомплексы меди(1) существуют в водном растворе лишь в концентрации менее 0,01 моль/л, которая отвечает

равновесию диспропорционирования.

Сульфат меди(1) устойчив лишь в сухой атмосфере, при нагревании или под действием воды диспропорционирует:

Cu2S04 = Cu + CuS04

Окислительные свойства ионов меди(П) обнаружены при внесении в раствор соли сильного восстановителя: более активного, чем медь, металла или альдегида:

Fe + CuS04 = FeS04 + Cu

Соединения меди(1), склонны к диспропорционированию:

2Сu+ = Сu0 + Сu2+