Руководство к изучению курса "Общая и неорганическая химия"

Выделяют также хелатные или клешневидные комплексные соединения, содержащие ди- или полидентатные лиганды. В состав таких соединений входят циклические группировки, включающие атомы комплексообразователей.

Особой и очень важной группой хелатов являются внутрикомплексные соединения. Внутрикомплексными соединениями называются такие хелаты, в которых один и тот же лиганд связан с комплексообразователем как обычной, так и координационной связями. Важнейшими внутрикомплексными хелатными соединениями, содержащими порфириновый цикл, являются гемоглобин и хлорофилл.

2. Принципы современной номенклатуры комплексных соединений. Характер химической связи в комплексных соединениях. Донорно-акцепторное взаимодействие. Факторы, определяющие комплексообразующую способность атомов по их положению в таблице периодической системы. Понятие об основных положениях теории координационной связи.

Порядок названия комплексных соединений аналогичен названиям обычных солей, т. е. сначала указывается анион в именительном падеже, а затем катион в родительном падеже. Формулы комплексов читаются строго справа налево, соблюдая указанный в них порядок расположения лигандов.

Если соединение неэлектролитного типа (внутрикомплексное соединение), то его называют в одно слово. Катионные или нейтральные КС не получают в названиях специальных окончаний, в названиях анионных комплексов комплексообразователь называют латинским термином с добавлением суффикса "ат" и указанием римскими цифрами степени окисления центрального атома (если он может иметь переменные степени окисления).

Названия нейтральных лигандов не изменяются, а названия анионных лигандов оканчиваются на "о". Для обозначения числа одинаковых лигандов во внутренней сфере комплекса в качестве приставки перед названием лигандов используют греческие числительные: ди; три; тетра; пента; гекса и т. д. Приставку моно не употребляют. Название внутренней сферы записывают в одно слово.

Вода и аммиак являются нейтральными лигандами и называются соответственно аква- и аммин.

Комплексные частица образуются за счет взаимодействия комплексообразователя и лигандов с образованием особой координационной связи. Природа этой связи описывается различными квантово-механическими методами - метод валентных связей, теории кристаллического поля, теории поля лигандов и метода молекулярных орбиталей.

Метод валентных связей объясняет взаимодействие как донорно-акцепторное за счет пар электронов, поставляемых лигандами.

Теория кристаллического поля исходит из электростатической модели взаимодействия комплексообразователя и полярными лигандами или ионами в соответствие с законом Кулона.

Усовершенствованной модификацией теории кристаллического поля является теория поля лигандов, согласно которой наличие ковалентной связи учитывается введением определенных поправок в расчеты, проводимые методами теории кристаллического поля, используя идею перекрывания орбиталей.

Наиболее полное и точное описание химической связи в комплексах со значительной долей ковалентной связи дается методом молекулярных орбиталей, который учитывает структуру комплексообразователя и лигандов, как единого целого. Этот метод фактически объединяет как теорию валентных связей, так и теорию кристаллического поля для комплексов с ковалентным характером связей.

3. Устойчивость комплексных ионов. Диссоциация комплексных ионов. Константа нестойкости комплексов. Понятие о двойных солях. Сравнительная характеристика смешанных и двойных солей с комплексными соединениями. Использование комплексообразования для растворения трудно растворимых электролитов.

При растворении кристаллического координационного соединения в воде его кристаллическая решетка разрушается, а координационная сфера и внешнесферные ионы гидратируются дипольными молекулами воды. Этот процесс протекает по механизму диссоциации сильных электролитов:

Na₃[Co(NO₂)₆] > 3Na⁺ + [Co(NO₂)₆]^3--.

Распад координационного соединения на внутреннюю и внешнюю сферы называется первичной диссоциацией. Образующиеся ионы в растворе окружены полярными молекулами растворителя. Этот процесс называется - сольватацией. Если растворитель - вода, то этот процесс называется гидратацией. Лиганды координационной сферы комплексного иона могут замещаться молекулами воды, которая также является лигандом. Точно так же при взаимодействии аквакомплекса с другими лигандами в растворе может происходить постепенное замещение молекул воды координационной сферы аквакомплекса на эти лиганды. Такой процесс в химии комплексов называется лигандным обменом. Если происходит лигандный обмен с молекулами воды в водном растворе, то этот процесс называют диссоциацией внутренней сферы или вторичной диссоциацией комплекса и протекает по механизму диссоциации слабых электролитов, ступенчато. Только в случае комплексных соединений постадийные константы диссоциации внутренней сферы между собой незначительно отличаются и принято приводить суммарное уравнение:

[Co(NO₂)₆]^3- - Со³⁺ + 6NO₂^-

Для реакции диссоциации комплексного иона константу равновесия называют константой нестойкости Кнест. по каждой стадии:

Произведение частных констант нестойкости дает общую константу нестойкости: Kнест = K1 · K2 ·...· Ki. Константы устойчивости и нестойкости - это взаимно обратные величины:

.

Константы устойчивости и нестойкости внутренней сферы слабо зависят от температуры.

4. Роль комплексообразования в биологических процессах. Медико-биологическая роль комплексных соединений. Металлоферменты, металлолигандный баланс и его нарушения. Химические основы применения в медицине и фармации.

Комплексных соединений значительно больше, чем всех других неорганических веществ, поэтому можно говорить о повсеместном распространении комплексов.

Исключительная роль природных комплексов в процессах фотосинтеза, дыхания, биологического окисления и в ферментативном катализе. Ионы Mg²⁺ и Fe²⁺ как комплексообразователи входят в состав хлорофилла, который способствует фотосинтезу:

6СО2 + 6Н2О С6Н12О6 + 6О2

и гемоглобина, который за счет прочных координационных связей с Fe²⁺ создает надежную систему для связывания и передачи кислорода тканям организма.

В состав биологических катализаторов - ферментов, входят комплексообразователи: Co³⁺, Mo³⁺, Cu²⁺, Zn²⁺ и Mg²⁺. Так, присутствие кобальта в виде комплексных соединений в организме резко повышает активность основного обмена, активизирует синтез мышечных белков.

В организме человека содержится всего около 3% металлов (K, Na, Mg, Ca, Mn, Fe, Co, Cu, Zn, Mo), но они определяют его нормальную деятельность.

IX. ВОДОРОД И ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ VIIA

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At	H
Название элемента	Фтор	Хлор	Бром	Иод	Астат	Водород
Атомный номер	9	17	35	53	85	1
Относительная атомная масса	18,998403	35,4527	79,904	126,9045	209,9871	1,00794
Электронная конфигурация атомов	[He]2s22p5	[Ne]3s23p5	[Ar]4s24p5	[Kr]5s25p5	[Xe]6s26p5	1s1
Электро-отрицатель-ность	4,1	2,83	2,74	2,21	1,96	2,10
Основные степени окисления в соединениях	-1	-1, +1, +3, +4, +5, +6, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1

Простые вещества

Состав молекулы	F2	Cl2	Br2	I2	At2	H2
Агрегатное состояние (при ст. усл.)	газ	газ	жидкость	твёрдое вещество	твёрдое вещество	газ
Плотность, г/см3 (при 293 К)	1,696*	3,214*	3,1226	4,93	-	0,08988*
Температура плавления, toпл, оС	-219,47	-100,83	-7,1	113,7	302	-258,99
Температура кипения, toкип, оС	-187,99	-33,82	58,93	184,5	337	-252,72

* Данные приведены в г/дм³.

Водород

1. Общая характеристика водорода. Строение атома водорода. Изотопы водорода. Степени окисления водорода в соединениях. Характер химических связей в соединениях водорода (ионная, ковалентная полярная, ковалентная неполярная). Водородная связь. Нахождение водорода в природе.

2. Физические и химические свойства водорода. Прочность молекулы водорода, его термическая диссоциация. Водород как восстановитель. Атомарный водород. Взаимодействие водорода с металлами и неметаллами. Гидриды и их классификация. Катион водорода и катион гидроксония, условия их существования. Биологическая роль водорода.

Водород при обычных условиях недостаточно активен из-за высокой энергии связи в его молекулах и реагирует только со фтором. При нагревании он соединяется с активными металлами (Na, K, Ca, Ba) и некоторыми неметаллами (Cl₂, Br₂, O₂, S₈), а при высоком давлении и в присутствии катализаторов - с азотом и углеродом. Для водорода наиболее характерны восстановительные свойства: он восстанавливает металлы из их оксидов, сульфидов, галогенидов.

3. Получение и применение водорода. Лабораторные и промышленные способы получения водорода. Применение водорода.

Водород в промышленности получают термическим разложением метана; взаимодействием кокса, метана или угарного газа с перегретым водяным паром в присутствии катализаторов; электролизом растворов кислот, щелочей, ряда солей.

Все лабораторные способы получения водорода основаны на восстановлении ионов Н⁺ в воде или водных растворах кислот различными восстановителями: 2Н⁺ + 2е^- = Н.

Водород в лабораторных условиях получают взаимодействием металлов (Fe, Zn, Mg, Al) с растворами кислот (HCl, H₂SO₄); металлов (Al, Zn) или кремния с растворами щелочей; кальция или амальгамированного алюминия с водой.

Галогены и их соединения

1. Общая характеристика галогенов. Строение атомов и степени окисления галогенов в соединениях. Характер изменения атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду F - At. Характер химических связей галогенов с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний галогенов. Особенности фтора.

2. Строение молекул и физические свойства простых веществ галогенов. Характер химической связи в молекулах галогенов. Физические свойства галогенов: агрегатное состояние, температуры плавления и кипения в ряду фтор - астат, растворимость в воде и в органических растворителях.

3. Химические свойства галогенов. Причины высокой химической активности галогенов и её изменение по группе. Отношение к воде, растворам щелочей, к металлам и неметаллам. Влияние температуры на состав продуктов диспропорционирования галогенов в растворах щелочей. Особенности химии фтора. Природные соединения галогенов. Принципы промышленных и лабораторных способов получения галогенов. Применение галогенов. Физиологическое и фармакологическое действие галогенов и их соединений на живые организмы. Токсичность галогенов и меры предосторожности при работе с ними. Простые вещества галогены, в отличие от водорода, очень активны. Для них наиболее характерны окислительные свойства, которые в ряду F₂ - At₂ постепенно ослабевают. Самый активный из галогенов - фтор: в его атмосфере самовоспламеняются даже вода и песок ! Галогены энергично реагируют с большинством металлов, с неметаллами, со сложными веществами.

4. Получение и применение галогенов.

Все способы получения галогенов основаны на реакциях окисления галогенид-анионов различными окислителями: 2Гал--¹ - 2е-- = Гал

Галогены в промышленности получают электролизом расплавов (F₂ и Cl₂) или водных растворов (Cl₂) галогенидов; вытеснением менее активных галогенов более активными из соответствующих галогенидов (I₂ - бромом; I₂ или Br₂ - хлором). Галогены в лаборатории получают окислением галогеноводородов (HCl, HBr) в растворах сильными окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, PbO₂, MnO₂, KClO₃); окислением галогенидов (NaBr, KI) указанными окислителями в кислой среде (H₂SO₄).

Бинарные соединения галогенов

1. Соединения с водородом (галогеноводороды). Характер химической связи в молекулах. Полярность молекул. Физические свойства, агрегатное состояние, растворимость в воде. Характер изменения температур плавления и кипения в ряду HF - HI. Ассоциация молекул фтороводорода. Термическая устойчивость галогеноводородов. Реакционная способность. Кислотные свойства, особенности плавиковой кислоты. Восстановительные свойства. Общие принципы получения галогеноводородов: синтез из простых веществ и из галогенидов. Хлороводород и соляная кислота. Физические и химические свойства. Способы получения. Применение соляной кислоты. Роль соляной кислоты и хлоридов в процессах жизнедеятельности. Галогениды.

2. Соединения галогенов с кислородом.

3. Соединения с другими неметаллами.

4. Соединения с металлами.

Многоэлементные соединения галогенов

1. Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли. Хлорноватистая, хлористая, хлорноватая и хлорная кислоты. Изменение кислотных свойств, устойчивости и окислительных свойств в ряду HClO - HClO₄. Принципы получения этих кислот. Гипохлориты, хлориты, хлораты и перхлораты. Термическая устойчивость и окислительные свойства. Общие принципы получения солей. Применение солей. Хлорная известь. Бертоллетова соль. Перхлорат аммония.

2. Кислородсодержащие кислоты брома и иода и их соли.

3. Применение галогенов и их важнейших соединений

4. Биологическая роль соединений галогенов

Взаимосвязь важнейших соединений хлора:

1) KCl _(к.) + H₂SO_{4 (конц.)} > HCl^ + KHSO₄;

2) HCl_(конц.) + KMnO₄ > Сl₂^ + MnCl₂ + KCl + H₂O;

3) Cl₂ + H₂O_(охл) - HClO + HCl;

4) HClO HClO₃ + HCl;

5) HClO₃ HClO₄ + ClO₂ + H₂O;

6) HClO₄ + P₂O₅ > Cl₂O₇ + HPO₃;

7) Cl₂O₇ Cl₂ + O₂;

8) См. № 5.

9) ClO₂ Cl₂ + O₂;

10) ClO₂ + H₂O_(охл) > HClO₃ + HClO₂;

11) HClO + P₂O₅ > Cl₂O + HPO₃;

12) Cl₂O Cl₂ + O₂;

13) Cl₂ + KOH_(охл.) > KClO + KCl + H₂O;

14) KClO KClO₃ + KCl;

15) KClO₃ KClO₄ + KCl;

16) KClO₄ + H₂SO_{4 (конц.)} > HClO₄^ + KHSO₄;

17) KClO₄ + P₂O₅ Cl₂O₇ + KPO₃;

18) Cl₂O₇ + H₂O > HClO₄;

19) HClO₄ + KOH > KClO₄ + H₂O;

20) Cl₂O₇ + KOH > KClO₄ + H₂O;

21) KClO₄ KCl + O₂;

22) KClO₃ KCl + O₂;

23) Cl₂ + KOH_(гор.) > KClO₃ + KCl + H₂O;

24) См. № 14;

25) KClO + CO₂ + H₂O > HClO + KHCO₃

26) HClO + KOH > KClO+ H₂O;

27) KClO_(к) + CO₂ > Cl₂O + K₂CO₃;

28) Cl₂O+ KOH_(охл.) > KClO + H₂O;

29) HClO₃ + KOH > KClO₃+ H₂O;

30) KClO_{3 (р-р)} + HClO₄ > HClO₃ + KClO₄v;

31) ClO₂ + KOH > KClO₃ + KClO₂ + H₂O;

32) KClO₃ + H₂SO_{4 (конц.)} > ClO₂^ + HClO₄ + KHSO₄+ H₂O;

33) KCl + H₂O Cl₂^ + H₂^+ KOH;

34) Cl₂ + K > KCl или см. №№ 13, 23.

35) Cl₂O + H₂O_(охл.) > HClO.

X. ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ VIA

Символ элемента	O	S	Se	Te	Po
Название элемента	Кислород	Сера	Селен	Теллур	Полоний
Атомный номер	8	16	34	52	84
Относительная атомная масса	15,9994	32066	78,96	127,60	208,9824
Электронная конфигурация атомов	[He]2s22p4	[Ne]3s23p4	[Ar]4s24p4	[Kr]5s25p4	[Xe]6s26p4
Электроотрицательность	3,50	2,60	2,48	2,01	1,76
Основные степени окисления в соединениях	-1, -2, +2	-2, +2, +4, +6	-2, +2, +4, +6	-2, +2, +4, +6	-2, +2, +4

Простые вещества

Состав молекулы	O2	S8	Se?	Te?	-
Агрегатное состояние (при ст. усл.)	газ	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество
Плотность, г/см3 (при 293 )	1,429*	2,070	4,790	6,240	9,320
Температура плавления, toпл, оС	-219,47	-100,83	-7,1	113,7	302
Температура кипения, toкип, оС	-218,2	113	217	449,7	254

* Значение приведено в г/дм³

1. Общая характеристика элементов. Строение атомов и проявляемые степени окисления. Валентность халькогенов. Изменение атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду кислород-полоний. Характер химических связей с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний халькогенов. Особенности кислорода.

2. Строение и физические свойства простых веществ. Аллотропия кислорода. Кислород и озон, их физические свойства. Трактовка химической связи в молекуле кислорода по методам ВС и МО. Парамагнетизм кислорода. Строение молекулы озона. Полиморфизм серы. Физические свойства серы. Строение простых веществ селена, теллура, полония и их физические свойства. Изменение температур плавления и кипения простых веществ в ряду O - Po.

3. Химические свойства простых веществ.Причины высокой реакционной способности кислорода. Взаимодействие кислорода с металлами, неметаллами, сложными веществами. Оксиды и пероксиды. Сравнение химической активности кислорода и озона. Химические свойства серы: взаимодействие с металлами и неметаллами, водой, щелочами, кислотами. Химические свойства простых веществ селена и теллура. Металлический характер полония.

4. Получение простых веществ. Способы получения кислорода в лабораторных условиях. Основы промышленного метода получения кислорода из воздуха. Получение озона.

Природные соединения серы и селена. Самородная сера. Промышленные способы получения серы из природного сырья. Получение селена, теллура и полония.

5. Биологическая роль халькогенов. Роль кислорода в процессах жизнедеятельности. Значение фотохимической реакции образования озона в верхних слоях атмосферы для сохранения жизни на Земле. Биологическая роль соединений серы, селена и теллура. Канцерогенность полония.

6. Водородные соединения халькогенов. Строение молекул: характер химической связи, полярность молекул. Изменение агрегатного состояния, температур плавления и кипения, термической устойчивости, кислотных и восстановительных свойств в ряду H₂O - PoH₂. Водородные связи между молекулами воды. Ассоциация молекул воды. Структура жидкой воды и льда. Физические и химические свойства воды. Аномалии воды. Вода как растворитель. Вода в природе и её роль в процессах жизнедеятельности. Сероводород, его физические и химические свойства. Сероводородная кислота. Получение сероводорода в лаборатории и в промышленности. Сульфиды и гидросульфиды. Сравнительная характеристика химических свойств селено- и теллуроводорода, их получение. Токсичность серо-, селено- и теллуроводорода. Понятие о полисульфанах.

7. Пероксид водорода. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорда. Кислотные свойства. Ферментативное разложение. Получение в промышленности. Использование пероксида водорода, его биологическая роль.

8. Халькогениды. Средние и кислые халькогениды. Характер химической связи, строение. Растворимость халькогенидов в воде и их гидролизуемость. Изменение восстановительных свойств в ряду сульфиды - теллуриды. Получение халькогенидов. Понятие о полисульфидах.

9. Кислородные соединения халькогенов. Оксиды серы. Строение молекулы и физические свойства оксида SO₂. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Сернистая кислота и её соли. Получение и применение SO₂. Строение молекулярной и немолекулярных форм оксида серы (VI) и их физические свойства. Кислотные и окислительные свойства. Получение в лаборатории и в промышленности. Применение. Сравнительная характеристика оксидов селена и теллура.

10. Кислородсодержащие кислоты и их соли. Сернистая кислота. Строение молекулы и её устойчивость. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Сульфиты и гидросульфиты. Строение анионов сернистой кислоты. Селенистая и теллуристая кислоты, их полимерное строение. Устойчивость, кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Селениты и теллуриты. Строение селенит- и теллурит-анионов.

Серная кислота. Строение её молекулы и аниона. Физические свойства. Меры предосторожности при работе с концентрированной серной кислотой. Зависимость химических свойств серной кислоты от её концентрации. Химические свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты. Реакции с металлами и неметаллами. Термическая устойчивость. Промышленные способы производства серной кислоты - контактный и нитрозный. Олеум. Применение серной кислоты. Сульфаты и гидросульфаты. Купоросы и квасцы.

Сравнительная характеристика селеновой и теллуровой кислот. Их термическая устойчивость, кислотные и окислительные свойства. Получение. Селенаты и теллураты.

Полисерные кислоты. Дисерная (пиросерная) кислота, её строение, химические свойства. Получение. Дисульфаты, их получение и применение.

Пероксосерные кислоты. Пероксомоносерная и пероксодисерная кислоты, строение их молекул. Химические свойства пероксодисерной кислоты и её получение. Пероксодисульфаты, их свойства и получение.

Тиосерная кислота, строение её молекулы и аниона, устойчивость. Тиосульфаты, их химические свойства, получение и применение.

Взаимосвязь важнейших соединений серы

1) S + O₂ > SO₂;

2) SO₂ + H₂S > S + H₂O;

3) SO₂ + O₂ - SO₃;

4) SO₃ SO₂ + O₂;

5) SO₂ + KMnO₄ +H₂O > H₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄;

6) H₂SO_4(конц.) + Сu SO₂ + CuSO₄ + H₂O;

7) SO₂ + H₂O_(охл.) - H₂SO₃;

8) H₂SO₃ SO₂ + H₂O;

9) H₂SO₃ + H₂O₂ > H₂SO₄ + H₂O;

10) H₂SO_4(разб.) + Na₂SO_{3(охл. р-р)} > H₂SO₃ + Na₂SO₄;

11) S + HNO_3(конц.) H₂SO₄ + NO₂ + H₂O;

12) S + H₂ H₂S;

13) H₂S S + H₂;

14) H₂S + HNO_3(конц.) H₂SO₄ + NO₂ + H₂O;

15) H₂SO₄ + Na₂S > H₂S + Na₂SO₄;

16) SO₃ + H₂O > H₂SO₄;

17) H₂SO_4(конц.) + P₂O₅ SO₃^ + HPO₃;

18) SO₃ + H₂SO_4(конц.) > H₂S₂O₇;

19) H₂S₂O₇ + P₂O₅ SO₃^ + HPO₃;

20) См. № 18;

21) H₂S₂O₇ + H₂O > H₂SO₄;

22) H₂S₂O₇ + Na₂CO₃ > Na₂S₂O₇ + CO₂ + H₂O;

23) Na₂S₂O₇ + NaOH > Na₂SO₄ + H₂O;

24) Na₂SO₄ + SO₃ > Na₂S₂O₇;

25) Na₂SO₄ + P₂O₅ SO₃^ + NaPO₃;

26) SO₃ + NaOH > Na₂SO₄ + H₂O;

27) Na₂SO₄ + C > Na₂S + CO;

28) Na₂S + O₂ Na₂SO₄;

29) Na₂SO₃ Na₂SO₄ + Na₂S;

30) Na₂SO₃ + H₂SO_4(конц.) > NaHSO₄ + SO₂ + H₂O;

31) SO₂ + NaOH > Na₂SO₃ + H₂O;

32) Cм. № 29;

33) Na₂SO₃ + S Na₂S₂O₃;

34) Na₂S₂O₃ + Cl₂ + H₂O > Na₂SO₄ + H₂SO₄ + HCl;

35) Na₂S + I₂ > S + NaI;

36) S + NaOH > Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O;

37) Na₂S₂O₃ + I₂ > Na₂S₄O₆ + NaI;

38) H₂SO_{4 (50-% p-p)} H₂S₂O₈ + H₂^;

39) H₂S₂O₈ + H₂O H₂SO₄ + H₂O₂;

40) H₂S₂O₈ + NaOH > Na₂S₂O₈ + H₂O;

41) Na₂S₂O₈ + NaI > Na₂SO₄ + I₂;

42) См. № 36.

43) Na₂SO₃ + Na₂S + HCl > S + NaCl + H₂O;

XI. ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ VA

Символ элемента	N	P	As	Sb	Bi
Название элемента	Азот	Фосфор	Мышьяк	Сурьма	Висмут
Атомный номер	7	15	33	51	83
Относительная атомная масса	14,00674	30,97376	74,9216	121,75	208,9804
Электронная конфигурация атомов	[He]2s22p3	[Ne]3s23p3	[Ar]4s24p3	[Kr]5s25p3	[Xe]6s26p3
Электроотри-цательность	3,07	2,10	2,20	1,82	1,67
Основные степени окисления в соединениях	-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5	-3, +1, +3, +4, +5	-3, +3, +5	-3, +3, +5	-3, +3, +5

Простые вещества

Состав молекулы	N2	P	As	Sb	Bi
Агрегатное состояние (при ст. усл.)	газ	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество
Плотность, г/см3 (при 293 )	1,2506*	2,20**	5,78	6,691	9,747
Температура плавления, toпл, оС	-209,71	410***	817***	630,89	271,5
Температура кипения, toкип, оС	-195,6	280 (Р4)	616 (субл.)	1635	1560

* Данные приведены в г/дм³;

** Данные приведены для красного фосфора;

^***под давлением.

1. Общая характеристика элементов. Строение атомов и проявляемые степени окисления. Валентность халькогенов. Изменение атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду N - Bi. Особенности азота. Характер химических связей с металлами и неметаллами. Устойчивость высших валентных состояний элементов.

2. Строение и физические свойства простых веществ. Молекулярное и немолекулярное строение простых веществ. Характер химической связи в молекулах простых веществ. Строение молекулы азота по методам ВС и МО. Жидкий азот. Аллотропия фосфора: белый, красный и чёрный, различие в их строении. Причины устойчивости двухатомных молекул азота и склонности к образованию полимерных форм фосфора и других элементов группы. Физические свойства простых веществ. Металлические свойства висмута.

3. Химические свойства простых веществ.Причины низкой активности азота и высокой реакционной способности белого фосфора. Окислительно-восстановительные свойства простых веществ: отношение к металлам и неметаллам, к воде, кислотам и щелочам. Химическая инертность азота. Проблема фиксации азота. Сравнение химической активности аллотропных модификаций фосфора.

4. Получение простых веществ. Получение азота в лабораторных условиях и в промышленности. Общие принципы получения фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута.

5. Водородные соединения ЭН₃. Строение молекул: геометрическая форма, характер химической связи, полярность молекул. Изменение устойчивости молекул, агрегатного состояния, температур плавления и кипения в ряду аммиак - висмутин. Химические свойства гидридов. Основные и восстановительные свойства и характер их изменения по группе. Общие принципы синтеза арсина, стибина и висмутина. Практическое использование соединений и их токсичность.

Аммиак. Образование водородных связей с участием молекул аммиака. Ассоциация молекул аммиака. Жидкий аммиак. Растворимость аммиака в воде. Равновесия в водных растворах аммиака. Взаимодействие с кислотами. Процессы окисления аммиака. Синтез аммиака и термодинамические условия его осуществления. Аммиак как лиганд. Аммиакаты. Соли аммония и их термическое разложение. Продукты замещения водорода в аммиаке - амиды, имиды, нитриды. Гидроксиламин. Гидразин.

6. Кислородсодержащие соединения азота. Оксиды азота. Строение молекул и характер химических связей в них. Геометрическая форма молекул. Термодинамические условия синтеза оксида азота(II) из простых веществ. Принципы его получения. Условия получения остальных оксидов азота. Физические и химические свойства. Отношение оксидов к воде и щелочам. Термическая устойчивость. Окислительно-восстановительные свойства. Применение. Физиологическое действие.

7. Кислородсодержащие кислоты азота и их соли. Азотистая кислота. Строение молекулы и аниона. Устойчивость молекулы. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Нитриты, их химические свойства, применение и физиологическое действие.

Азотная кислота. Строение её молекулы и аниона: особенности химической связи в них. Физические и химические свойства азотной кислоты. Кислотные и окислительные свойства. Состав продуктов её взаимодействия с металлами и неметаллами. "Царская водка" и механизм её действия. Промышленный способ получения азотной кислоты. Применение. Нитраты, их термическое разложение. Окислительные свойства. Применение. Азотные удобрения. Развитие туковой промышленности в Беларуси. Круговорот азота в природе.

8. Кислородсодержащие соединения фосфора. Оксиды фосфора. Фосфористый и фосфорный ангидриды, их молекулярное и немолекулярное строение, характер химических связей в молекулах. Физические свойства. Гигроскопичность фосфорного ангидрида. Кислотные свойства: реакции с водой, щелочами, основными оксидами. Восстановительные свойства фосфористого ангидрида. Получение и применение.

Кислородсодержащие кислоты фосфора и их соли. Типы фосфорсодержащих кислот и принципы строения их молекул. Степени окисления и валентность фосфора в фосфорноватистой, фосфористой и в ортофосфорной кислотах. Их основность и окислительно-восстановительные свойства. Поликонденсация ортофосфорной кислоты. Ди-, три- и полифосфорные кислоты. Метафосфорная кислота. Особенности их строения. Роль фосфатов в процессах жизнедеятельности. Природные фосфаты и их переработка на фосфорные удобрения. Фосфоритная мука, простой и двойной суперфосфат, преципитат. Сложные минеральные удобрения, аммофосы. Микроудобрения.

9. Кислородсодержащие соединения мышьяка, сурьмы и висмута. Оксиды. Сравнительная характеристика строения оксидов. Молекулярная и немолекулярная формы оксидов мышьяка. Полимерное строение оксидов сурьмы и висмута. Сравнительная характеристика их химических свойств: изменение устойчивости однотипных оксидов, их кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Получение и применение.

Гидроксиды. Строение и химический характер. Мышьяковистая и мышьяковая кислоты. Гидроксиды сурьмы и висмута. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Амфотерность соединений мышьяка и сурьмы. Получение и применение. Тиосоли мышьяка и сурьмы, их состав, строение и свойства. Токсичность соединений мышьяка и сурьмы.

10. Биологическая роль азота и фосфора. Роль азота и фосфора в процессах жизнедеятельности. Пептидная связь в белках. Фосфаты как основной компонент костной ткани и как структурные звенья нуклеиновых кислот.

Взаимосвязь важнейших соединений азота:

1) N₂ + 3H₂ NH₃;

2) NH₃ N₂ + H₂;

3) NH₃ + O₂ NO + H₂O;

4) NO + H₂ NH₃ + H₂O;

5) NH₃ + HNO_{2 (охл.р-р)} > NH₄NO₂;

6) NH₄NO₂ + KOH NH₃ + H₂O + KNO₂;

7) NH₄NO₂ N₂ + H₂O;

8) N₂ + O₂NO;

9) NH₃ + HNO₃ > NH₄NO₃;

10) NH₄NO₃ + KOH NH₃ + H₂O + KNO₃;

11) NH₄NO₃ N₂O + H₂O;

12) N₂O N₂ + O₂;

13) NH₄NO₂ + Br₂ + H₂O > NH₄NO₃ + HBr;

14) NO + KMnO₄ + H₂SO₄ > HNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O;

15) HNO_3(разб.) + Cu NO + Cu(NO₃)₂ + H₂O;

16) HNO_{3(конц..)} + Cu > NO₂ + Cu(NO₃)₂ + H₂O;

17) NO₂ + O₂ + H₂O > HNO₃;

18) NO₂ NO + O₂;

19) NO + O₂ > NO₂;

20) NO₂ + H₂O HNO₂ + HNO₃;

21) HNO_2(р-р) NO₂ + NO^ + H₂O;

22) NO₂ + NO N₂O₃;

23) N₂O₃ NO₂ + NO;

24) N₂O₃ + H₂O > HNO₂;

25) N₂O₃ + H₂O + NH₃ > NH₄NO₂;

26) См. № 22;

27) См. № 23;

28) См. № 21;

29) HNO₂ + Na[AlH₄] + H₂O > NH₃^ + Na[Al(OH)₄];

30) HNO₃ + P₂O₅ N₂O₅^ + HPO₃;

31) N₂O₅ + H₂O > HNO₃;

32) N₂O₅ NO₂ + O₂;

33) NO₂ + O₃ > N₂O₅ + O₂;

34) N₂O₃ + O₃ > N₂O₅ + O₂;

35) N₂O₅ + CuO > Cu(NO₃)₂;

36) Cu(NO₃)₂ NO₂ + CuO + O₂;

37) Cu(NO₃)₂ + H₂SO_4(конц.) HNO₃^+ CuSO₄;

38) HNO₃ + KOH > KNO₃ + H₂O;

39) KNO₃ KNO₂ + O₂;

40) KNO_2(охл.) + HCl_(охл..) > HNO₂ + KCl;

41) HNO₂ + NH₃ > NH₄NO₂;

42) N₂O₃ + KOH > KNO₂ + H₂O;

43) HNO₂ + KOH > KNO₂ + H₂O;

44) KNO₂ + Cl₂ + H₂O > KNO₃ + HCl;

45) NH₃ + HNO₃ > NH₄NO₃;

46) NH₄NO₃ + H₂SO_4(конц.) HNO₃^ + NH₄HSO₄;

47) NH₄NO₃ + Ba(OH)₂ NH₃^ + Ba(NO₃)₂;

48) Ba(NO₃)₂ + (NH₄)₂CO₃ > BaCO₃v + NH₄NO₃.

Взаимосвязь важнейших соединений фосфора:

P₄ + O_{2 (изб.)} P₂O₅;

1) P₂O₅ + C P₄ + CO;

2) P₄ + Ba(OH)₂ + H₂O PH₃ + Ba(H₂PO₂)₂;

3) PH₃ P₄ + H₂;

4) P₄ + Ca Ca₃P₂;

5) Ca₃P₂ + HCl > PH₃ + CaCl₂;

6) PH₃ + O_{2 (изб.)} P₂O₅ + H₂O;

7) P₂O₅ + Ca Ca₃P₂ + Ca₃(PO₄)₂;

8) P₄ + O_{2 (нед.)} P₂O₃;

9) P₂O₃ P₄ + P₂O₅;

10) См. № 3;

11) Ba(H₂PO₂)₂ PH₃ + BaHPO₄;

12) PH₃ + O_{2 (нед.)} P₂O₃ + H₂O;

13) P₂O₃ + H₂O _(охл.) > H₃PO₃;

14) H₃PO₃ PH₃ + H₃PO₄;

15) Ba(H₂PO₂)₂ + H₂SO₄ > H₃PO₂ + BaSO₄;

16) H₃PO₂ + Ba(OH)₂ > Ba(H₂PO₂)₂ + H₂O;

17) H₃PO₂ PH₃ + H₃PO₃;

18) Cм. № 18;

19) P₂O₃ + O₂ P₂O₅;

20) P₂O₅ + H₂O _(охл.) > HPO₃;

21) HPO₃ + H₂O H₄P₂O₇;

22) H₄P₂O₇ + H₂O H₃PO₄;

23) H₃PO_{4 (распл.)} H₄P₂O₇ + H₂O;

24) H₄P₂O₇ + Ca(OH)₂ > Ca₂P₂O₇ + H₂O;

25) Ca₂P₂O₇ + H₂SO₄ > H₄P₂O₇ + CaSO₄;

26) Ca₂P₂O₇ + SiO₂ P₂O₅^ + CaSiO₃;

27) P₂O₅ + CaO Ca₂P₂O₇;

28) Ca₂P₂O₇ + H₂O CaHPO₄;

29) CaHPO₄ Ca₂P₂O₇ + H₂O;

30) CaHPO₄ + Ca(OH)₂ > Ca₃(PO₄)₂ + H₂O;

31) Ca₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ > CaHPO₄;

32) Ca₃(PO₄)₂ + SiO₂ P₂O₅^ + CaSiO₃;

33) P₂O₅ + CaO Ca₃(PO₄)₂;

34) Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄ > H₃PO₄ + CaSO₄;

35) H₃PO₄ + Ca(OH)₂ > Ca₃(PO₄)₂ + H₂O;

36) Ca₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ > Ca(H₂PO₄)₂;

37) Ca(H₂PO₄)₂ + Ca(OH)₂ > Ca₃(PO₄)₂ + H₂O;

38) Ca(H₂PO₄)₂ + Ca(OH)₂ > CaHPO₄ + H₂O;

39) CaHPO₄ + H₃PO₄ > Ca(H₂PO₄)₂;

40) H₃PO₄ + Ca(OH)₂ > Ca(H₂PO₄)₂ + H₂O;

41) Ca(H₂PO₄)₂ + H₂SO₄ > H₃PO₄ + CaSO₄;

42) Ca(H₂PO₄)₂ Ca(PO₃)₂ + H₂O;

43) Ca(PO₃)₂ + H₂O Ca(H₂PO₄)₂;

44) Ca(PO₃)₂ + SiO₂ P₂O₅^ + CaSiO₃;

45) P₂O₅ + CaO Ca(PO₃)₂;

46) Ca(PO₃)₂ + H₂SO_{4 (охл.)} > HPO₃ + CaSO₄;

47) HPO₃ + Ca(OH)₂ > Ca(PO₃)₂ + H₂O;

48) Ca(PO₃)₂ + SiO₂ + С P₄^ + CaSiO₃ + CO;

49) Ca₂P₂O₇ + SiO₂ + С P₄^ + CaSiO₃ + CO;

50) P₂O₅ + H₂O H₃PO₄;

51) CaHPO₄ + H₂SO₄ > H₃PO₄ + CaSO₄;

52) H₃PO₄ + Ca(OH)₂ > CaHPO₄ + H₂O;

53) H₃PO₂ H₃PO₄ + PH₃;

54) H₃PO₃ H₃PO₄ + PH₃;

55) Ca₃(PO₄)₂ + SiO₂ + С P₄^ + CaSiO₃ + CO;

ХII. ЭЛЕМЕНТЫ ГРУППЫ IV А

Символ элемента	C	Si	Ge	Sn	Pb
Название элемента	Углерод	Кремний	Германий	Олово	Свинец
Атомный номер	6	14	32	50	82
Относительная атомная масса	12,011	28,0855	72,61	118,69	207,2
Электронная конфигурация атомов	[He]2s22p2	[Ne]3s23p2	[Ar]4s24p2	[Kr]5s25p2	[Xe]6s26p2
Электроотрицательность	2,50	1,74	2,02	!,72	1,55
Основные степени окисления в соединениях	-4, +2, +4	-4, +2, +4	+2, +4	+2, +4	+2, +4

Простые вещества

Простое вещество	C	Si	Ge	Sn	Pb
Агрегатное состояние (при ст. усл.)	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество	твёрдое вещество
Плотность, г/см3 (при 293 )	2,265*	2,328	5,323	7,295**	11,336
Температура плавления, toпл, оС	3547*	1410	937	231,9	327,4
Температура кипения, toкип, оС	4827	2355	2830	2270	1740

^* Данные приведены для графита;

^** Данные приведены для в-олова.

1. Общая характеристика элементов. Строение атомов и проявляемые степени окисления. Изменение атомных радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ряду С - Pb. Характер химических связей с металлами и неметаллами. Способность углерода к образованию гомоатомных цепей С-С и кратных связей. Понятие о координационной насыщенности углерода. Устойчивость высших валентных состояний элементов.

2. Строение и физические свойства простых веществ. Аллотропия (полиморфизм) углерода и олова. Строение и физические свойства их аллотропных модификаций. Фуллерены и фуллереноподобные структуры. Адсорбция на активированных углях. Строение и физические свойства кремния, германия и свинца. Изменение температур плавления и кипения простых веществ в ряду С - Pb. Полупроводниковые свойства кремния и германия.

3. Химические свойства простых веществ. Реакционная способность простых веществ. Восстановительные свойства углерода. Усиление металлических свойств в ряду C - Pb. Взаимодействие с металлами, неметаллами, водой, кислотами, щелочами, солями. Карбиды и силициды металлов.

4. Получение простых веществ. Получение углерода из природных объектов. Общие принципы получения простых веществ кремния, германия, олова и свинца.

5. Биологическая роль. Углерод как органогенный элемент. Роль соединений углерода в процессах жизнедеятельности. Токсичность соединений олова и свинца.

6. Водородные соединения ЭН₄. Строение молекул и характер химической связи в них. Изменение энергии связи Э - Н и устойчивости молекул в ряду СН₄ - PbH₄. Изменение энергии связи Э - Э и устойчивости молекул в ряду С₂Н₆ - Sn₂H₆. Физические и химические свойства. Восстановительная активность, реакции с кислородом, галогенами, щелочами. Причины химической инертности метана и высокой реакционной способности силана.

7. Оксид углерода(II). Строение молекулы и физические свойства оксида углерода(II). Химические свойства: взаимодействие с оксидами металлов, водой, щелочами, кислотами. Реакции присоединения. Фосген. Понятие о карбонилах металлов. Получение оксида углерода(II) в лаборатории и в промышленности. Токсичность "угарного газа".

8. Оксид углерода(IV). Строение молекулы CO₂ и характер химической связи в ней. Физические свойства. "Сухой лёд". Химические свойства. Кислотный характер: взаимодействие с водой, щелочами, основными оксидами. Окислительные свойства CO₂: взаимодействие с углем и магнием. Взаимодействие с аммиаком - синтез мочевины. Получение в лаборатории и в промышленности. Применение СО₂. Роль СО₂ в процессах жизнедеятельности.

9. Оксид кремния(IV). Полимерное строение и его причины. Особенность силоксановой связи Si--O--Si. Тип кристаллической решётки и характер химической связи в кристалле. Физические свойства. Кварцевое стекло. Кислотные свойства: отношение к воде, к щелочам и основным оксидам. Реакция с плавиковой кислотой. Окислительные свойства: реакции с углеродом и магнием. Способы перевода оксида кремния(IV) в раствор. Получение и применение.

10. Оксиды германия, олова и свинца. Зависимость химического характера оксидов от степени окисления элементов в них. Сравнительная характеристика кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в рядах однотипных оксидов германия, олова и свинца. Амфотерность оксидов ЭО и соответствующих им гидроксидов.

11. Угольная кислота и её соли. Строение молекулы угольной кислоты и карбонат-аниона. Равновесия в водных растворах оксида углерода(IV). Особенности электролитической диссоциации угольной кислоты. Неустойчивость молекулы H₂CO₃. Карбонаты и гидрокарбонаты, их термическая устойчивость и взаимопревращение, гидролиз. Оснoвные карбонаты. Временная жёсткость воды и способы её устранения. Получение и применение солей угольной кислоты. Сода и поташ. Карбонатное равновесие в природе.

12. Кремниевые кислоты и их соли. Ортокремниевая кислота, строение её молекулы и условия существования. Поликонденсация орто-кремниевой кислоты и образование полимерных кремниевых кислот. Полиметакремниевая кислота. Строение макромолекулы и физические свойства. Строение аниона. Понятие о коллоидных растворах. Силикагель. Химические свойства: термическое разложение, реакции с щелочами и плавиковой кислотой. Получение. Соли кремниевых кислот. Метасиликаты, их свойства. "Растворимые стёкла". Природные силикаты. Алюмосиликаты. Искусственные силикаты. Стекло, керамика, цемент.

Взаимосвязь важнейших соединений кремния

1) Si + O₂ SiO₂;

2) SiO₂ + C Si + CO;

3) SiO₂ + NaOH > Na₂SiO₃ + H₂O;

4) Na₂SiO₃ + HCl > H₂SiO₃ + NaCl;

5) H₂SiO₃ + NaOH > Na₂SiO₃ + H₂O;

6) H₂SiO₃ SiO₂ + H₂O;

7) SiO₂ + Mg Mg₂Si + MgO;

8) Mg₂Si + O₂ SiO₂ + MgO;

9) Mg₂Si + HCl_(р-р) > SiH₄^ + MgCl₂;

10) SiH₄ + H₂O_(гор.) H₂SiO₃ + H₂^;

11) SiH₄ + NaOH + H₂O > Na₂SiO₃ + H₂^;

12) Na₂SiO_{3(крист.)} + HF_(газ) > SiF₄ + NaF+ H₂O;

13) SiF₄ + NaOH + H₂O >Na₂SiO₃ + NaF + H₂O;

14) SiF₄ + H₂O_(пар) SiO₂ + HF;

15) SiO₂ + HF_(газ) SiF₄ + H₂O;

16) SiF₄ + Mg Si + MgF₂;

17) Si + F₂ > SiF₄;

18) Si + NaOH + H₂O > Na₂SiO₃ + H₂^;

19) Si + Cl₂ SiCl₄;

20) SiCl₄ + Zn Si + ZnCl₂;

21) SiCl₄ + Na[AlH₄]_{(р-р в эфире)} > SiH₄^ + NaCl + AlCl₃;

22) SiH₄ + Cl₂ > SiCl₄ + HCl;

23) SiCl₄ + NaOH_(р-р) > Na₂SiO₃ + NaCl+ +H₂O;