Контрольная работа по "Химии"

      ЗАДАЧИ  И ВОПРОСЫ К  КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ № 2

      ПО  КУРСУ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ 

      Часть 1. Химия s–и d – элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева 

      5. Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, энергия гидратации и химическая активность в ряду Li – Cs? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–2 балла)

      Применяемое к элементам ряда Li–Cs название щелочные металлы связано с тем, что  их гидроокиси являются сильными щелочами. Натрий и калий относятся к  наиболее распро страненным элементам, составляя соохветственно 2,0 и 1,1% от общего числа атомов земной коры. Содержание в ней лития (0,02%), рубидия (0,004%) и цезия (0,00009) уже значительно меньше, а франция – ничтожно мало.

      В IA группу входят щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность которых при движении сверху вниз увеличивается вследствие увеличения радиуса атомов, металлические свойства возрастают также.

      В ряду, Li—Cs радиусы атомов увеличиваются (возрастает число электронных слоев) и соответственно уменьшается энергия  ионизации.

      Стандартные электродные потенциалы увеличиваются в ряду: Li < K < Rb < Cs < Na

      Литий, рубидий и цезий входят в со-тав  кристаллических решеток минералов  тех элементов, которым они близки по атомным и ионным радиусам, 'убидий близок по ионному радиусу (0,073 нм) к  калию 6,059 нм), и поэтому его соединения накапливаются в инералах, содержащих калий.

      Литий и его аналоги являются исключительно  реакционноспособными металлами (причем активность их по направлению от Li к Cs обычно возрастает). Во всех своих  соединениях щелочные металлы одновалентны. Располагаясь в крайней левой части ряда напряжений, они энергично взаимодействуют с водой по схеме:

      2Э  +2Н₂О = 2ЭОН + Н₂

      В процессе реакции с Li и Na выделение  водорода не сопровождается его воспламенением, с К оно уже происходит, а с Rb и Cs взаимодействие протекает со взрывом.

      В соприкосновении с воздухом свежие разрезы Na и К (в меньшей степени  и Li) тотчас покрываются рыхлой пленкой  продуктов окисления. Ввиду этого Na и К хранят обычно под керосином.

      При нагревании Na и К на воздухе они легко загораются, а рубидий и цезий самовоспламеняются уже при обычной температуре.

      При наличии следов влаги щелочные металлы  воспламеняются в атмосфере хлора. Взаимодействие Cs, Rb и К с жидким бромом сопровождается сильным взрывом, тогда как Na и Li при обычных температурах реагируют только поверхностно. С иодом реакции протекают энергична лишь при подогревании. Во всех случаях взаимодействия с галоидами продуктом реакции являет ся соответствующая соль (ЭГ) Образование сульфида (Э₂S) при растирании щелочного металла с порошком, серы сопровождается взрывом. При нагревании в атмосфере водорода литий и его аналоги образуют гидриды (ЭН), имеющие характер типичных солей, в которых отрицательным ионом является водород (Н–). С азотом и углеродом непосредственно соединяется только литий. Образование его нитрида (Li₃N) медленно идет в атмосфере азота уже при обычны температурах. Напротив, карбид лития (Li₂C₂) может быть получен из элементов лишь при нагревании.

      2) По внешнему виду и большинству  физических свойств гидриды щелочных металлов похожи на соответствующие галоидные соли. Так, лучше других изученный LiH образует твердые бесцветные кристаллы (типа NaCl), в отсутствие воздуха плавящиеся без разложения при 680 °С.

      Солеобразная  природа рассматриваемых гидридов была также непосредственно доказана выделением водорода при электролизе расплавленного LiH на аноде.

      Гидриды щелочных металлов являются сильными восстановителями, а при взаимодействии их с водой происходит бурная реакция  по схеме:

      ЭН + Н₂О = Н₂ + ЭОН

      или в ионах:

        Н^– + Н⁺ = Н₂

      При сгорании щелочных металлов в избытке  кислорода образуются соединения следующего состава:

      Li₂O – белый,  Na₂O₂ – белый, KO₂ – желтый, RbO₂ – желтый, CsO₂ – желтый

      Из  всех этих веществ нормальным окислом  является только Li₂O, а остальные представляют собой перекисные соединения.

      Практическое  применение находит главным образом  перекись натрия (Na₂O₂). Получают ее сжиганием металлического натрия в алюминиевых сосудах:

      2Na + О₂ = Na₂O₂

      Образующийся  продукт обычно представляет собой порошок или крупинки желтоватого цвета.

      Взаимодействие Na₂O₂ с водой сопровождается гидролизом:

      Na₂O₂ + 2Н₂О < = >2NaOH + Н₂О₂

      На  выделении Н₂О₂ при этой реакции основано использование перекиси натрия для отбелки различных материалов. Взаимодействие Na₂O₂ с углекислым газом по схеме

      2Na₂O₂ + 2СО₂ = 2Na₂GO₃ + O₂

      служит  основой применения перекиси натрия как источника кислорода в  изолирующих противогазах и на подводных  лодках. С легко окисляющимися  веществами перекись натрия реагирует  настолько энергично, что взрыв может иногда последовать уже при простом соприкосновении.

      3) Чистая или содержащая различные  добавки (например, хлорной извести  с примесью солей Ni или Cu) перекись  натрия носит техническое название  оксилит. Смешанные препараты  оксилита особенно удобны для получения кислорода, который выделяется при взаимодействии с водой.

      4) Перекиси К, Rb и Cs типа ЭО₂ представляют собой твердые вещества, плавящиеся около 400 °С. Все они расплываются на воздухе и являются чрезвычайно энергичными окислителями.

      Взаимодействие  их с разбавленными кислотами  идет по схеме:

      2ЭO₂ + H₂SO₄ = Э₂SO₄ + H₂O₂ + O₂

      Решетка кристалла перекиси ЭО₂ подобна решетке СаС₂, т. е. образована ионами Э⁺ и О₂. Перекись калия (КО₂) нередко вводится в состав ксилита. Взаимодействие последнего с углекислотой в этом случае идет по суммарному уравнению

      Na₂O2 + 2KO₂ + 2CO₂ = Na₂CO₃ + K₂CO₃ + 2O₂

      т. е. углекислый газ заменяется равным объемом кислорода. 

      14. Как получить пероксид  хрома из дихромата  калия? Какова  степень окисления  хрома в пероксиде хрома? Какие свойства проявляет пероксид хрома в окислительно–восстановительных реакциях? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)

      Пероксид  хрома (VI) CrO₅.  Диамагнитное соединение, которое в водном растворе взаимодействует с щелочами, оксидами щелочных металлов, с кислотами. Раствор в эфире имеет синий цвет. Получают обработкой на холоду раствора хромата щелочного металла эфирным раствором пероксида водорода и разбавленной серной кислоты.

      При действии дихромата калия на пероксид водорода получается неустойчивый темно-синий пероксид хрома CrO5:

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

      В спиртовом растворе пероксид хрома  более устойчив, т.к. при этом образуется комплексное соединение. Поэтому  в реакционную смесь добавляют  немного бутилового (амилового) спирта. В кислой среде пероксид хрома постепенно разлается с образованием ионов Cr3+, имеющих зеленую окраску, поэтому раствор со временем становится зеленым:

      4CrO5 + 6H2SO4 =  2Cr2(SO4)3 + 7O2 + 6H2O. 

      15. Закончить уравнения  следующих окислительно–восстановительных реакций (для реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты подобрать ионно–электронным методом). Определить молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей в реакциях: (0–3 балла)

      е) Na₂CrO₄ + Na₂S + H₂O = S + Na[Cr(OH)₄(H₂O)₂] + NaOH

      Cr⁺⁶ +3e   = Cr⁺³  окислитель 2

      S^2- -2e = S⁰   восстановитель  3

      2Na₂CrO₄ + 3Na₂S + 4H₂O = 3S + 2Na[Cr(OH)₄(H₂O)₂] + 8NaOH

      Молярная  масса эквивалента составляет

      m_экв (Cr) = 1/3 * 52 = 17,3 г/моль*экв

      m_экв (S) = 1/2 * 32 = 16 г/моль*экв 

      16. Написать уравнения  реакций (с коэффициентами) для следующих  превращений: 

      (0–5 баллов)

      д) Сr₂O₃ ® NаСrO₂ ® Nа₂СrO₄ ® Nа₂Сr₂O₇ ® Сr₂(SO₄)₃ ® CrOHSO₄

      Сr₂O₃ + 2NaОH ® 2NаСrO₂ + H₂O

      NаСrO₂ + Вr₂ + NаОН→Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

      2 Nа₂СrO₄ + Н₂SО₄ = Nа₂SO₄ + Nа₂Сr₂O₇ + Н₂О

      2Nа₂Сr₂O₇ +8H₂SO₄ ® 2Сr₂(SO₄)₃ + 2Na₂SO₄ + 8H₂O + 3O₂

      Сr₂(SO₄)₃ + 2NaOH ® 2CrOHSO₄ + Na₂SO₄ 

 

       22. Закончить и  уравнять ионно–электронным методом следующие реакции: (0–3 балла)

      е) KMnO₄ + KI + H₂SO₄ = I₂+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O

      Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺² 2

      I^- - 2e = I₂ 5

      2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ = 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O 

      23. Написать уравнения  реакций (с коэффициентами) для следующих  превращений:  
(0–5 баллов)

      е) МnO₂ ® СаМnО₃ ® МnСl₂ ® НМnO₄ ® Мn₂O₇

      МnO₂ + CaO = СаМnО₃

      СаМnО₃ + 6HCl ® МnСl₂ + CaCl₂ + 3H₂O + Cl₂

      2МnСl₂ + 4H₂O₂ + Cl₂ ® 2НМnO₄ + 6HCl

      6HMnO₄ + 2H₂SO₄ конц. = 2Mn₂O₇ + 2MnSO₄ + 5H₂O₂ 

      30. Пользуясь методом валентных  связей, объяснить механизм образования  химической связи, тип гибридизации  и геометрическую конфигурацию  следующих комплексных ионов: (0–5 баллов)

      е) [Zn(H₂O)₄] ²⁺

      При взаимодействии частиц наблюдается  взаимная координация частиц, которую  можно определить как процесс  комплексообразования. Например, процесс  гидратизации ионов заканчивается  образованием аквакомплексов. Реакции комплексообразования сопровождаются переносом электронных пар и приводят к образованию или разрушению соединений высшего порядка, так называемых комплексных (координационных) соединений.