Задание № 11.
Каковы устойчивые степени окисления у галлия, индия и таллия? Как объяснить понижение характерной степени окисления в ряду Ga, In, Tl? Доказать на примере оксидов.

В устойчивых к действию воздуха и воды соединениях галлий Ga и индий In проявляют степень окисления +3. Для таллия Тl известно много соединений, содержащих Tl+3 и Тl+1 причем степень окисления +1 более характерна. Важнейшие соединения этих элементов: GаСl3, GaAs, InCl3, InSb, ТlСl3*4Н2O, ТlNО3, Tl2SO4. Одновременно с увеличением порядкового номера металлические свойства рассматриваемых элементов усиливаются. В IIIA – группе от алюминия (Al) к таллию (Tl) основные свойства оксидов усиливаются, и появляется склонность к снижению степеней окисления элементов в соединениях. Поэтому оксиды алюминия Al2O3 и галлия Ga2O3 плавятся без разложения; оксид индия (III) Jn2O3 при 8500С переходит в оксид индия (II) JnO, а оксид таллия (III) Tl2O3 легко отщепляет кислород и превращается в оксид таллия (I) Tl2O уже при 900С. Оксиды алюминия Al2O3 и галлия Ga2O3 проявляют амфотерные свойства, оксид индия Jn(III) J2O3 обладает основными свойствами с признаками амфотерности (хорошо растворяется в кислотах и с трудом в щелочах), оксид таллия (III) Tl2O3 имеет основный, а оксид таллия (I) Tl2O - щелочной характер.


Задание № 31.
Опишите получение  - и  -оловянных кислот. В чем отличие их химической активности?






α-SnO2*xH2O растворим в кислотах и растворах щелочей, частично растворима в воде; β-SnO2*xH2O, получаемый действием конц. HNO3 на металлическое олово (реакция выше), в них не растворяется и практически нерастворима в воде. Такое различие связано с размером частиц - β-форма имеет более крупные частицы. С течением времени осадок α-SnO2*xH2O постепенно превращается в β-форму, происходит «старение» осадка.


51. Как изменяется устойчивость водородных соединений в ряду N – P – As – Sb – Bi. Как объяснить меньшее сродство к протону молекулы PH3 (8,0 эВ) по сравнению с NH3 (9,0 эВ).
Устойчивость водородных соединений в этом ряду уменьшается, начиная с аммиака (самого стойкого) и заканчивая гидридом висмута (висмутином), который очень нестоек и разлагается уже при комнатной температуре.
Сродство к протону - это энергия, которая выделяется при присоединении к молекуле протона. Аммиак обладает только восстановительными свойствами, а согласно протонной теории является ещё и акцептором протона, проявляя тем самым свойства основания. У фосфина же основные свойства выражены слабее, чем у аммиака, он образует соли только с сильными кислотами. А чем выше сродство к протону, тем сильнее проявляются основные свойства соединения и тем больше способность молекулы присоединять протон.
Образование связей Р-Н происходит за счёт р-орбиталей фосфора, а не поделенная пара электронов имеет сферическую симметрию и расположена на s-орбитали. Участие d-орбиталей в образовании связей невелико. Такое строение фосфина чрезвычайно затрудняет образование донорно-акцепторных связей с его участием как донора электронов. Именно затруднение sp3-гибридизации орбиталей атомов фосфора обуславливает слабость донорных свойств фосфина и соответственно его плохо выраженные основные свойства. Этим объясняется малый дипольный момент молекулы РН3, уменьшение основности и способности к координации по сравнению с аммиаком, устойчивость и нейтральность фосфина в обычных условиях. Присоединение протона к РН3 сопровождается перестройкой валентных углов и протекает с большой затратой энергии, поэтому соли фосфония известны лишь для немногих кислот (НСIО4, НВr, НI), причём они весьма нестойки.
Фосфин-основание крайне слабое. Поэтому, в отличие от аммиака, фосфин не может захватывать протон от воды и водный раствор фосфина не проявляет, в отличие от водного раствора NH3 (нашатырного спирта), свойств щелочи. Даже в слабых кислотах протоны связаны еще слишком прочно, чтобы фосфин смог их отрывать. Фосфин может отрывать протоны лишь от молекул самых сильных кислот.

71. Как изменяется потенциал ионизации и сродство к электрону в ряду S – Se – Te – Po? Чем это объясняется?
Химическая активность элемента определяется способностью его атомов терять или приобретать электроны.
Энергия, необходимая для удаления 1 моль электронов от 1 моль атомов какого либо элемента, называется первой энергией ионизации I1. Отрыву второго, третьего и т. д. электронов соответствует вторая I2, третья I3 и т. д. энергии ионизации, причем, I1 < I2 < I3. Особенно резкое увеличение энергии ионизации наблюдается при отрыве электронов из заполненного уровня. Энергию ионизации измеряют в кДж/моль или в электрон-вольтах (1 эВ = 1,610-19 Дж).
Наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит отрыв электрона, называется потенциалом ионизации. Численное значение энергии ионизации в эВ равно потенциалу ионизации в вольтах.
Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента. Чем меньше значение I1, тем более сильным восстановителем является атом.
В подгруппах с увеличением порядкового номера элемента I несколько снижается, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних оболочек от ядра. Так, в ряду S – Se – Te – Po энергия ионизации уменьшается. Восстановительная способность элементов в группе сверху вниз возрастает.
Окислительная способность атома характеризуется величиной сродства к электрону F – энергией, которая выделяется при присоединении 1 моль электронов к 1 моль атомов. Чем больше значение F, тем сильнее выражены окислительные свойства атома. В группах с увеличением порядкового номера элемента энергия сродства к электрону уменьшается. Так, в ряду S – Se – Te – Po энергия ионизации уменьшается.




91. Проведите химические превращения: NaCl  HCl  Cl2  KClO3. Составьте электронные уравнения реакций, укажите окислитель и восстановитель.
(приложение на бумаге)

111. Какие свойства проявляет бихромат калия в окислительно-восстановительных реакциях? Привести примеры реакций (на бумаге). Сколько граммов иода выделится при взаимодействии иодида калия с 0,25 л 0,1н. раствора бихромата калия в кислой среде? (задача - на бумаге)
Бихромат калия является сильным окислителем, и применяется в качестве окислителя в кислых растворах в ОВР.

131.Как изменяется химическая активность в ряду Fe - Co – Ni по отношению к кислороду, галогенам и кислотам?
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. Однако в образовании химических связей участвуют и электроны 3d-орбиталей второго снаружи уровня. В своих устойчивых соединениях, эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2О3. Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)2 и R(ОН)3.
Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II).
Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют железо и кобальт, а никель — лишь при нагревании. Концентрированная азотная кислота все три металла пассивирует.
Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем и бором. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II) – для них известны почти все соли. Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 сходны между собой. В состоянии высших степеней окисления они проявляют окислительные свойства.
1. Взаимодействие с неметаллами
При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды нестехиометрического состава FexO, мелкодисперсное железо сгорает с образованием смешанного оксида железа (II, III):
3Fe + 2O2 = Fe3O4.
Кобальт и никель реагируют с кислородом при более высоких температурах, образуя в основном оксиды двухвалентных элементов, имеющие переменный состав в зависимости от условий получения:
2Co + O2 = 2CoO,
2Ni + O2 = 2NiO.
С галогенами металлы реагируют, образуя галогениды:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,
Co + Br2 = CoBr2,
Ni + Cl2 = NiCl2.
Металлы довольно устойчивы к действию фтора, никель не разрушается фтором даже при температуре красного каления.
2.Взаимодействие с кислотами
Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2,
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2;
с разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.
При обычных условиях концентрированные (до 70 мас. %) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O,
Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
По отношению к кислотам кобальт и никель устойчивее железа, медленно реагируют с неокисляющими кислотами с образованием солей кобальта (II) и никеля (II) и водорода. С разбавленной азотной кислотой образуют нитраты кобальта (II) и никеля (II) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты:
3Э + 8HNO3 = 3Э(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
При обычных условиях концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют кобальт и никель, хотя в меньшей степени, чем железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа двухвалентных металлов:
Co + 2H2SO4 = CoSO4 + SO2 + 2H2O,
Ni + 4HNO3 = Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
Химическая активность в данном ряду по отношению к кислороду уменьшается (для кобальта и никеля – требуется более высокая температура), по отношению к галогенам активность одинакова, по отношению к кислотам: разбавленным - кобальт и никель менее реакционноспособны; концентрированным – более активны чем железо. Восстановительная активность Fe значительно больше, чем Co и Ni.


151.На чем основано применение соединений серебра в фотографии? Какие реакции относятся к фотохимическим?
Соли серебра, особенно хлорид и бромид, ввиду их способности разлагаться под влиянием светы с выделением металлического серебра, используются для изготовления фотоматериалов – пленки, бумаги, пластинок. Фотоматериалы представляют собой светочувствительную суспензию бромида серебра в желатине, слой которой нанесен на бумагу или стекло.


Фотохимические реакции — химические реакции, которые инициируются воздействием электромагнитных волн, в частности — светом. Примерами фотохимических реакций являются фотосинтез в растениях, распад бромида серебра в светочувствительном слое фотопластинки, превращение молекул кислорода в озон в верхних слоях атмосферы, фотоизомеризация.

171.Составьте уравнения следующих реакций (на бумаге)
Ce + H2O 
Ce(SO4)2 + H2O2 
CeO2 + KI + HCl 