Шпаргалка по химии

Шпаргалка по химии

01. Энтальпия и т.д 1. Н2 в природе. Изотопы Н2: протий,

дейтерий, тритий. 2. Хим. св-ва Н2 3. Гидриды

Ме и Нем, их св-во и получ.

4. Получение и прим. Н2 5. О2. Общ хар-ка 6.

Нахожд. О2 в природе.

7. Получ. О2 8. Строение молекулы О2 9. Св-ва О2

10. Озон, его получ. и св-ва 11. Н2О. Распространенность в

природе. Значение Н2О в биосфере

12. Строение Н2О и ее физ. св-ва. 13. Н2 – связь в Н2О 14.

Хим св-ва Н2О

15. Классифик. природных вод и их водоподготовка. Жесткость Н2О.

16. Н2О2, его строение и получ. Кислотные, окислит. и восстановит. св-ва.

17. Общ характеристика элементов VIIA гр таблицы М (ТМ). СО галогенов.

Нахождение в природе. 18. Простые вещ-ва F2, Cl2, Br2, I2. Методы

их получения и св-ва. 19. Взаимодействие Г с Н2О и щелочами.

20. Н2 соедин Г и их восстан св-ва 21. Н2-связь в молекуле НF.

Структура HF в газовой, жидк и тверд фазах 22. Соединения Г с О2

23. О2 – содержащие к-ты Cl, B, I. Сопоставление их кисл и восстан св-в

24. О2- содержащие к-ты Cl и их св-ва. 25. Дифториды Ме 26.

Комплексныес соедин Г-нов. 27. H2S, получ. строение, св-ва.

Сульфиды, методы их получ и св-ва. Раст-мость и гидролиз сульфидов.

28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. 29. Применение S, Se, Te и их

соедин. 30. Взаимод H2SO4 с Ме. 31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в

прир, получ и св-ва. Аллотропия. 32. Диоксиды S, Se, Te. Получ и св-

ва. 33. Соли О2- содерж. кис-т серы. Сульфиты, сульфаты. 34. О2-

содерж к-ты S. H2SO3. H2SO4. Дисерная к-та, тиосерная к-та,

пероксодисерная. Строение и св-ва

35. Н2 – содеин. N2. Аммиак, гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные к-ты.

Строение, с-ва, получ. 36. Ох азота. Их получ, св-ва, строен

37. Азотисчтая к-та, ее строение и св-ва. Нитриты и их св-ва

38. Сравнен строен и св-в галогенидов N2, P, As, Sb, Bi. Гидролиз

галогенидов.

39. Применение N2 и его соедин. азотные удобрения

40. Р. Общ хар-ка, нахожд в природе. Аллотропия. Красный, белый, черный Р,

их св-ва и получ. 41. Общ хар-ка As, Sb, Bi, нахожд в прир.

42. ТриОх S, получ. св-ва, строен.

43. Азотн. к-та. Строен и св-ва. Взаимод Ме с HNO3. Нитраты

44. Н2 – соедин. Р. Фосфин, дифосфин твердые гидриды фосфатов.

45. К-ты as, Sb, Bi, их получ и св-ва.

46. Общ хар-ка э-тов VA гр. СО и типы соедин.

47. Галогениды Р, получ, строение, св-ва.

48. Азот. Общ хар-ка и нахожд в прир. Строение молекул N2. Проблемы

связанного азота, его св-ва и получ.

49. Ох Р (3,5). Фосфорные к-ты. Строение, св-ва и получ.

50. Примен Р и его соедин. Фосфорные удобрения |0.1 Внутр энерг

характеризует общий запас энергии системы и включает все виды энергии

движения и взаимод частиц, но не включает кинет энергию вцелом и пот

энергию. Т/д пользуется понятием изменения внутр энергии. ?U=Uкон-Uнач

dU Энтальпия характеризует запас энергии системы при р=const она

числено равна: H=U+pV

?H=?U+p?V dH

?H=Hкон-Hнач

Закон Гесса:

Тепловой эффект х.р. зависит только от вида и состояния исходных в-в и кон

продуктов. При термохим рассчетах использ термохим у-ия. Т.х. у-ия

обязательно должны содержать молярные кол-ва в-в, в правой части должен

быть приведен тепловой эффект, должны быть указаны агрегатные состояния в-

в, с т.х. у-иями можно производить все алгебраические действия.

Энергия Гиббса G=H-TS. (G=(H-T(S. S = Qобр(кол-во теплоты, погл сис-мов в

изотермич обратимом проц.)/T

1. H2 широко распространен в природе. Он входит в состав Н2О, глин,

каменного и бурого угля, нефти и т.д., а также во все животные и

растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается крайне

редко (в вулканических и др. природных газах). Водород - самый

распространенный элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и

большинства звезд. Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он

присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, газовых туманностях и

межзвездном газе. H2 имеет три изотопа с массовыми числами соответственно

1, 2 и 3: 1H p(e) протий, 2D(2H) (p+n)e дейтерий 3T(3H) (p+2n)e тритий.

Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Нормальный изотопный состав

природных соед водорода соответствует отношению D : H = 1 : 6800 (по числу

атомов). Тритий - (-радиоактивен, период полураспада T1/2 = 12,26 года.

2. Н2 проявляет и восстановительные, и окислительные свойства. В обыч

услблагодаря прочности молекул он сравнительно мало активен и

непосредственно взаимодействует лишь со фтором. При нагрев же вступает во

взаимодействие с многими неМе - хлором, бромом, кислородом и пр.

Восстановительная способность водорода используется для получения некоторых

простых веществ из Ох-в и галидов: CuO + H2 = Cu + H2O В кач окислителя

водород взаимодействует с активными Ме: 2Na + H2 = 2NaH | |

|51. Угольная к-ты и ее соли. Строен, св-ва и |3. В тех случаях, когда водород выступает в |

|получ. |кач окислителя, он ведет себя как галоген, |

|52. SiO2, строен и св-ва. Кварцевое стекло. |образуя аналогичные галидам гидриды. Однако |

|53. С. Общ хар-ка, нахожд в прир. Аллотрпия. |образование иона H- из молекулы H2 - процесс |

|54. Общ хар-ка эл-тов IVA гр. СО эл-тов и |эндотермический (энтальпия образования H- |

|типы их соедин |составляет +150,5 кДж/моль). Поэтому по |

|55. Карбиды, их получ и св-ва |окислительной активности водород существенно |

|56. Стекло и керамика |уступает галогенам. По этой же причине ясно |

|57. Применен С и его соедин |выраженный ионный характер проявляют лишь |

|58-59. Si. Общ хар-ка, нахожд в прир. Получ, |гидриды наиб активных Ме - щелочных и |

|св-ва и прим Si. |щелочноземельных, например KH и CaH2. |

|60. Ge, Sn, Pb. Хаар-р измен. строен и св-в |К ковалентным отн гидриды менее |

|прост выщ-в. Ох и гидрОх Ge, Sn, Pb. |электроотрицательных, чем сам водород, |

|61. Германаты,станнаты и плюмбаты (2,4). |неМеических элементов. К ковалентным отн, |

|Сульфиды Ge, Sn, Pb. |например, гидриды состава SiH4 и BH3. По хим |

|62. Н2 – соедин Si, их получ и св-ва. |природе гидриды неМе являются кислотными |

|Силициды Ме. |соедми. |

|63. Электролиз расплавово солей и гидрокс |Различие в хим природе гидридов можно легко |

|ЩеМе |установить по их поведению при гидролизе. |

|64. Общ хар-ка Ia гр, нахожд в прир, получ. |Характерной особенностью гидролиза гидридов |

|65. Гидриды щеме, их строен и св-ва |является выделение водорода. Реак протекает |

|66. Гидриды, Ох и гидрокс щеме, нахожд в прир|по окислительно-восстановительному механизму.|

|и получ. |Отрицательно поляризованный атом H(-1) в |

|67. Общ хар-ка солей щеме. |гидриде и положительно поляризованный атом |

|68. Хим св-ва и сравнен хим акт щеме |H(+1) в воде переходят в состояние с нулевой |

|69. Окси и перокс щеме, хим связь в этих |СО: |

|соедин и св-ва |KH + HOH = KOH + H2; -----------SiH4 + 3HOH =|

|70. Хим св-ва и активн Li |H2SiO3 + 4H2 |

|71. Гидрокс щеме, их получ и св-ва |За счет выделения водорода гидролиз протекает|

|72. Примен щеме |полностью и необратимо. При этом основные |

|73. Строен атомов, закономерн измен Rатом, |гидриды образуют щелочь, а кислотные - |

|сродство к е и электроотр в ряду Li, Na, K, |кислоту. |

|Rb, Cs, Fr. |В кач амфотерного соед можно рассматривать |

|74. Общ хар-ка щеземе, нахожд в прир, получ. |гидрид Al AlH3, который в зависимости от |

|75. Законом. измен св-в Ме и их соедин в ряду|партнера по реакции может выступать и как |

|Be-Ra |донор электронных пар (основное соед), и как |

|76. Ох, оксогидроксид Ал, их строен, получ и |акцептор (кислотное соед): |

|св-ва |AlH3 (основный) + 3BH3 = Al(BH4)3 |

|77. Особенности Ве и его соедин в ряду |KH + AlH3(кислотный) = K[AlH4] |

|щеземе. Токсичность Соедин Ве. |Стандартный потенциал системы 1/2H2/H- равен |

|78. Mg, его хим св-ва, раств. солей Mg. |-2,23 В. Следовательно, ион H- - один из |

|79-80. Хаар-р измен кислотно-осн. св-в |самых сильных восстановителей. Поэтому |

|однотипн соедин в ряду Be-Ra |ионные, а также комплексные гидриды - сильные|

|81. Амфотерность Be(ОН)3 |восстан-ли. Они находят широкое применение |

|82. Общая хар-ка солей щеземе, гидролиз солей|для проведения различных синтезов, для |

|Ве и магния. |получения водорода и в химическом анализе. |

|83. B2O3 и Н3ВО3, строение и св-ва |Гидрид кальция CaH2 применяется, кроме того, |

|84. Галогениды бора, тетрафторбораты Ме. |в кач осушителя для удаления следов влаги. |

|85. Бориды, их получ и св-ва. Бороводороды, |Меическими свойствами обладают водородные |

|тх получ. строен. и св-ва. |соед d- и f-элементов. Эти соед получаются в |

|86. Борогидриды Ме. |виде Меоподобных темных порошков или хрупкой |

|87. Прменен. соедин В. |массы, их электрическая проводимость и |

|88. Общ хар-ка солей Al, их раств, гидролиз. |теплопроводность типичны для Ме. Это гидриды |

|89. Квасцы. |нестехиометрического состава. |

|90. Общ хар-ка эл-тов IIIa гр. Хаар-ные СО и |Идеализированный состав Меических гидридов |

|типы соедин. |чаще всего отвечает формулам MH (VH, NbH, |

|91. Нитрид бора, строение и св-ва |TaH), MH2 (TiH2, ZrH2, HfH2, ScH2) и MH3 |

|92. Гидриды Al, алюмогидриды Ме. |(UH3, PaH3). Ме гидриды используются как |

|93. Ga, In, Tl, общая хар-ка, нахожд в прир, |восстан-ли для получения покрытия из |

|св-ва и примен |соответственного Меа, а также для получения |

|94. Al. Общ хар-ка, нахожд в прир, св-ва и |Ме в виде порошков. |

|примен. | |

|95. Соединения Tl (I). Токсичность соедин | |

|Tl+. | |

|96. Соединен типа АВ. Арсенид индия и | |

|антимонил галлия. Примен. | |

|97. Сопоставление св-в B, Al, In, Ga, Tl | |

|98. Примен соедин Al 99. В. Общ хар-ка, | |

|нахожд в прир, получ, св-ва и примен. | |

|4. Получ Н2 В пром Н2 получают в основном из |10. Озон представляет собой газ светло-синего|

|природных и попутных газов, продуктов |цвета, с характерным резким запахом, р-римый |

|газификации топлива (водяного и |в воде. Жидкий озон имеет темно-фиолетовый |

|паровоздушного газов) и коксового газа. В |цвет, а твердый сине-черный. Интенсивность |

|основе производства водорода лежат |цвета жидкого озона настолько велика, что |

|каталитические реакции взаимодействия с |даже через очень тонкий слой жидкости не |

|водяным паром (конверсии) соотвнтственно |видно нити горящей электрической лампочки. |

|углеводородов (главным образом метана) и Оха |Интенсивность цвета связана с большей |

|(II) углерода, например: CH4 + H2O ( 800oC( |поляризуемостью молекул по сравнению с |

|CO + 3H2 , CO + H2O ( 600oC( CO2 + H2 , |кислородом. Жидкий озон, запаянный в трубку |

|Водород получают также неполным окислением |можно хранить вплоть до критической |

|углеводородов, например: 2CH4 + O2 = 2CO + |температуры –12° С. Озон при концентрации в |

|4H2 |воздухе более 9% взрывоопасен, еще опаснее |

|В связи с уменьшением запасов углеводородного|твердый и жидкий озон. Хранение жидкого озона|

|сырья большой интерес приобретает метод |производят в р-ре в четыреххлористого |

|получения водорода восстановлением водяного |углерода или фреонов при низких температурах.|

|пара раскаленным углем: C + H2O = CO + H2 При|Температура плавления tпл=-192,5° С [14]; |

|этом образуется генераторный газ. Затраты |Теплота кипения D Hкип=15193 Дж/моль [14]; |

|энергии на его получ можно скомпенсировать за|Озон является сильнейшим окислителем, |

|счет реакции неполного окисления угля: 2C + |окисляет даже золото и платину, и уступает |

|O2 = 2CO |только фтору и фториду кислорода. Действующее|

|При комбинировании этих двух процессов |начало озона, атомарный кислород: 2KI + O3 + |

|получается водяной газ, состоящий в основном |H2O ( I2 + 2KOH + O2. Индикатором на озон |

|из смеси H2 и CO. |служит бумага, пропитанная р-ром иодида калия|

|Из главных смесей с большим содержанием |и крахмала, которая синеет в его присутствии.|

|водорода его выделяют глубоким охлаждением |Черный сульфид свинца переходит в белый |

|смеси. Водород производят также электролизом |сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O3 ( PbSO4|

|Н2О. В лабораторных условиях водород получают|+ O2. При приливании к озону аммиака |

|взаимодействием цинка с соляной или серной |образуется белый дым нитрита аммония. Озон |

|кислотой. |способен чернить серебро, переводя Ме в Ох. |

|Водород широко используется в хим пром для |2.Иногда молекула озона полностью вступает в |

|синтеза. В смеси с CO (в виде водяного газа) |реакцию: 3SO2 + O3 ( 3SO3, Na2S + O3 ( |

|применяется как топливо. Жидкий водород - |Na2SO3. 3.Со щелочами озон образует озониды, |

|одно из наиб эффективных реактивных топлив. В|которые обычно окрашены в красный цвет: 4KOH|

|атомной энергетике для осуществления ядерных |+ 4O3 ( 4KO3 + O2 + 2H2O. 4.При озонировании|

|реакций большое значение имеют изотопы |непредельных углеводородов, образуюшиеся |

|водорода - тритий и дейтерий. |озониды разлагаясь под действием Н2О, |

|5. В 1777 году французский химик Антуан Лоран|образуют перекись водорода альдегид и кетон, |

|Лавуазье (1743–1794) объяснил процессы |зная их, можно легко идентифицировать и |

|дыхания и горения и дал название кислороду – |установить строение углеводорода. Получ |

|Oxygenium. Природный кислород состоит из трех|озона. 1.Основным способом получения озона |

|стабильных изотопов: 16O – 99,76%, 17O – |является пропускание тихого электрического |

|0,04%, 18O – 0,2%. Кислород входит в состав |разряда через кислород. Для получения более |

|ДНК и многих органических соед, белков. |чистого озона смесь после этого рекомендуется|

|Содержится в мышечной ткани – 16%, костной |охладить. 2.При медленном разложении фторида |

|ткани – 28,5% и крови человека (в |кислорода Н2О выделяется озон, кислород и |

|человеческом организме массой 70 кг в среднем|фтороводород: 4OF2 + 4H2O ( 2O3 + O2 + 8HF.|

|содержится 43 кг кислорода). Магнитные |Применение озона. Озон применяют для |

|свойства кислорода указывают на наличие в |дезинфекции Н2О и в медицине, для отбеливания|

|молекуле кислорода двух неспаренных |тканей и очистки некоторых соед, для |

|электронов. Эти электроны размещаются на |идентификации соед. |

|разрыхляющихся молекулярных p-обриталях. Это |11. Н2О, распр. в природе. Значение Н2О в |

|делает эго молекулу бирадикалом. Энергия |биосфере. Н2О – одно из самых распр. соедин |

|атомнизации кислорода намного меньше, чем у |на Земле. Основа гидросферы. В морях и |

|азота. Это одна из причин большой реакционной|океанах Н2О(1,4(1018 т. В реках, озерах и |

|способности кислорода. |водохранилищ сод-ся (2(1014т пресной воды. В |

|6. Кислород занимает первое место по |виде ледников (2,4(106т. В атмосфере Земли ( |

|распространенности в земной коре – 47,4% (по |1,3(1013т. Входит в сос-в литосферы в виде |

|другим данным 49,13%). А атмосфере состоит из|мин, горн. пород, присутств в почв. Обяз. |

|кислорода на – 20,9476%, это около 1015 тонн.|компонент биосферы, входит в сос-в ВСЕх жив. |

|В морской воде в связанном и р-ренном виде |организмов. |

|содержится – 85,94% кислорода. В связанном | |

|виде кислород входит в состав более чем 1400 | |

|минералов. В связанном виде кислород | |

|обнаружен на многих планетах солнечной | |

|системы. | |

|7. Получ кислорода. 1.Термическое разложение|12. Строение Н2О и ее физ. св-ва. Н2О – |

|кислородосодержащих солей: |равнобедр (, (НОН=104,50, lОН=0,957А0. О2 в |

|2KClO3 (150° C, MnO2) (2KCl + 3O2, KClO4 |молек. Н2О имеет сп3-гибрпидизацию. Хим. |

|(500° C) ( KCl + 2O2, 2KNO3 (t) ( 2KNO2 + O2,|связи ОН образованы за счет перекрывания |

|2KMnO4 (200° C) (MnO2 + K2MnO4 + O2, 4KMnO4 |сп3-гибридных орбит О2 и с-орбиталей Н2. У |

|(2000° C) ( 4MnO4 + 2K2O + 3O2. 2.Разложение |атома О2 в молекуле Н2О имеются неподел |

|Ох-в: 2Ag2O (t) ( 4Ag + O2, 2H2O2 (MnO2 или |е-пары, кот. могут быть исп д/образования |

|hv) ( 2H2O + O2, 2BaO2 (500° C) ( 2BaO + |дополнительных Н2 – и донорно-акцепторных |

|O2(метод Брина), 2H2O (NaOH, электролиз) ( |связей. Именно это обст-во, а также большой |

|2H2+ O2. 3.Из сжиженного воздуха. |дипольный момент приводит к сильн. взаимод |

|8. Как большинство других элементов, у атомов|молекул Н2О и полярными молекулами др. вещ-в.|

|которых для достройки внешней оболочки из 8 |плотн=0,998г/см3. Физич св-ва Н2О аномальны, |

|электронов не хватает 1–2 электронов, |напр., плавление льда сопровождается |

|кислород образует двухатомную молекулу. В |уменьшением его V на 9%. |

|этом процессе выделяется много энергии (~490 | |

|кДж/моль) и соответственно столько же энергии|13. Н2 – связь в Н2О. В рез-те взаимод |

|необходимо затратить для обратного процесса |молекул Н2О между собой обр-ся ассоциаты. В |

|диссоциации молекулы на атомы. Прочность |парах часть молекул Н2О сущ-ют в виде |

|связи O–O настолько высока, что при 2300° С |димеров (Н2О)2. В конденсиров. фазах каждая |

|только 1% молекул кислорода диссоциирует на |молекула Н2О обр-ет 4 Н2 – связи. напр. к |

|атомы. Электронная структура. В электронной |вершинам правильного тетраэдра. Длина |

|структуре молекулы кислорода не реализуется, |Н2-связи Н(((О ( 2,8А, (Н(((О – Н (180. |

|как можно было ожидать, распределение |Н/О-Н(((О/Н\Н |

|электронов октетом вокруг каждого атома, а | |

|имеются неспаренные электроны, и кислород |14. Хим. св-ва Н2О. Н2Р – реакц. способн. |

|проявляет свойства, типичные для такого |соед, окисл. атомарным О2 и галогенами. |

|строения (например, взаимодействует с |Н2О+О(H2O2, H2O+F2(2HF+O, H2O+Г2(НГО+НГ, |

|магнитным полем, являясь парамагнетиком). |2Н2О+2Br2(4HBr+O2. При пропускании паров |

|9. Газ О2 при н.у бесцветный, безвкусный и |Н2О ч/з расплавл уголь, она разлагается, |

|без запаха. Единственный из извест |образуя водяной газ. Н2О+С(СО+Н2. В присутс |

|парамагнитных двухатомный газ. Длина хим |катлиз. Н2О реаг с СО, СН4 и др. |

|связи 1,207 А0, Есв=497кДж/моль О-О. |углеводородами: СО+Н2О –Fe->CO2+H2, |

|тпл=-219С, ткип=-193С. Жидкий О2 – голубая |CH4+H2O-Ni, Co->CO+3H2O. Р при нагрев с Н2О |

|легковоспламен жидкость. Твердый О2 – |образ. метафосфорную к-ту (НРО3). Н2О реаг. |

|светло-чиние кристаллы д=1,46г/см3. В соедх |почти со всеми Ме при повыш т, с щеме и |

|кислород проявляет СО –2, изредка +1 и +2.По |щеземе при комнатн, образуя Ох, Ме(ОН), к-ты.|

|хим активности кислород уступает только |Взаимод Н2О с Ох приводит к кисл. или |

|фтору. С большинство простых веществ он |основнанием. Вода – олдин из наиб. важных и |

|реагирует непосредственно, за исключением |чаще др. исп. раств-лей. |

|галогенов, благородных газов, платины и | |

|золота. Большинство простых и сложных веществ|15. Классификация природных Н2О и их |

|сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O2|водоподготовка. Жесткость Н2О. По велич. |

|( MgO + Q + hv, 4P + 5O2 ( 2P2O5 + hv, |минерализации, содерж. раств-мых в Н2О мин. |

|аммиак горит в кислороде зеленоватым |вещ-в (солей) природ. Н2О делится на: 1) |

|пламенем: |ультрапресная (до 0,2 г/л); 2) пресная |

|4NH3 + 3O2 ( 2N2 + 6H2O. При горении щелочных|(0,2-0,5г/л); 3) слабоминерализированная |

|Ме образуются смеси Ох-в и перОх-в, при |(0,5-1г/л); 4) солоноватая (1-3 г/л); 5) с |

|горении остальных Ме и неМе образуются Ох-ы, |повыш. соленостью (10-35г/л); 6) переходая к |

|как правило, высших степеней окисления, при |рассолам (35-50г/л); 7) рассол (>50г/л). Осн.|

|сгорании в недостатке кислорода – Ох-ы низших|катионы Н2О: Са2+, Mg2+, Na+, K+(, Fe3+, |

|степеней окисления. Некоторые Меы, как то – |анионы: Cl-, SO42-? HCO3-. Сос-в зависит от |

|хром, Al и другие образуют на поверхности |ГП водоема, вр. года и метеоусловий. Осн. |

|пленку Оха, препятствующую дальнейшему |операции водоподготовки (1 млн м3 /сутки): 1.|

|окислению. 2.Под действием кислорода р-ры |Осветление – удаление из Н2О каллоидных |

|гидрОх-в некоторых переходных Ме переходят в |частиц. 2. Обеззараживание – удаление |

|нер-римые соед, выпадают в осадок: O2 + |болезнетворн. микробов и вирусов, осущ. |

|4Fe(OH)2(суспензия) (4FeO(OH) + 2H2O, |хлорированием, озонированием или УФ облуч. |

|O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O ( 4Cr(OH)3. Кислород |Хлорир Н2О жидким или газообр Cl2. 3. |

|ускоряет взаимодействие с Ме кислот: O2 + |Умягчение – уменьшение содержания ионов Ca2+,|

|H2SO4 + Pb ( PbSO4 + H2O2. Под действием |Mg2+, т.е. снижение ее жесткости.Общ |

|кислорода р-ры некоторых веществ в кислотах и|жесткость – сумма концентраций ионов Са и Мг.|

|щелочах образуют комплексы: O2 + 4H2O + |Общ жестк = карбонатная (временная, удал. |

|2TiCl3 + 2HCl ( H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2], O2 + |кипяч) и некарбонатной – пост. Врем. |

|2Co(NO3)2 + 10(NH3ЧH2O) ( [Co2(NH3)10(m |жесткость опред-ся наличием в воде |

|-O22—)(NO3)4] + 10 H2O. 3.При пропускании |гидрокарбонатов Са и Мг, кот при кипяч разлаг|

|через кислород электрических разрядов |с выдел СО2. Са(НСО3)2(CaCO3+H2O+CO2, |

|молекулярный кислород переходит в более |Mg(HCO3)2(Mg(OH)2+2CO2. Пост. жестк связана с|

|активный атомарный: O2 ( 2O. |присутст в Н2О сульфатов, хлоридов, силикатов|

|Атомарный кислород способен соединятся в |и фосфатов Са и Мг. 4. Стабилизация – |

|аллотропную модификацию кислорода озон: |обработка Са (ОН)2 и Na2CO3 д/насыщ Н2О |

| |СаСО3. 5. Опреснение и обессоливание 6 |

|3O2 (2O3. |Обескремнивание 7 дегозация. |

| | |

|16.Н2О2, его строение и получ. Кислотные, |22. Соед ГВ с О2. Все соед ГВ с О2 неуст, не |

|окислит. и восстановит. св-ва. Н2О2 – |получ при непоср взаимод ГВ с О2, могут быть |

|бесцветная сиропообразная жидкость |получ только косвенным путем, так как они все|

|плотн=1,45г/см3. Непрочное вещ-во, способн. |характер +знач станд энергии Гиббса. Наиб уст|

|разлагаться со взрывом на Н2О и О2, при этом |– соли кислородн кислот, наименее- Ох-ы и |

|выдел большое ко-во Q(197,5Дж). Н2О2 получ. в|к-ты. OF2 (2NaOH+2F2(NaF+OF2+H2O) – |

|кач-ве промеж. продукта при горении Н2, но |сильнейший окислитель – светло-желтый газ, не|

|разлагается на Н2О И О2 из-за т. Получ. при |раств в Н2О, не реаг с Н2О. Тпл=-2240, |

|действии атомарного Н2 на О2. В промышл. |Ткип=-1450. Молекула ОF2 имеет угловое |

|Н2О2получ. электрохимич методами (анодным |строение. Ох-ы Cl : 2HgO+Cl2( |

|окисл. раст-ров Н2SO4 с посл. гидролизом |Cl+Hg-O-Hg-Cl+Cl2O; 2KClO3+C2H2O4+H2SO4( |

|образ при этом пероксодвусерной к-ты Н2S2О8: |K2SO4+ 2CO2+ 2ClO2+ 2H2O; |

|2H2SO4(H2S2O8+2H++2e-, |2ClO2+2O3(Cl2O6+2O2; |

|H2S2H8+2H2O(2H2SO4+H2O2). В молек. Н2О2 атомы|4HClO4+P4O10(2Cl2O7+4HPO3. |

|Н ковалентно связаны с атомами О, между кот. |23. Кислородосорержацие к-ты Cl, Br, I. |

|осущ. простая связь. Строение: Н-О-О-Н. |Сопоставление их кислотных и восстановит |

|Молекулы обладают большой полярностью. В Н2О|св-в. Ох-ы Г явл ангидридами соответст. |

|раст-ре под влиян полярн молекул Н2О Н2О2 |кислород-содерж кисл: HClO(хлорноватистая) |

|может обладать кислотными св-вами. Н2О2 – оч.|HBrO(бромноватистая) HIO (иодноватистая); |

|слабая двухосновная к-та, в Н2О р-ре распад |соли: гипо Cl, Br, I иты.HClO2 – хлористая |

|на ионы Н+ и НО2-. Диссоц по второй ступени |(…иты), HCl(Br, I)O3 – хлор (бром. иод) |

|практич не протекаеь. Она подавл присутсв |новатая (..аты). HCl(Br,I)O4 – хлор, бром, |

|Н2О, однако при связывании ионов Н+ (напр |иодная (пер..аты). Кисл св-ва в ряду НГО, |

|щелочью) диссоц. по 2-й ступени идет. Соли |НГО2, НГО3, НГО4 усиливаются, окисл – |

|Н2О2 наз. перекисями, сост-ят из +зар ионов |ослабевают. |

|Ме и отр зар ионов О22-. Н2О2 обл св-вами как|24. Кислородосодержащие к-ты хлора и их соли.|

|окисл. так и восстан, т.к. СО О2 в Н2О2 = -1.|HOCl – хлорноватистая, слабая к-та |

|Все же Н2О2хар-ны окисл. св-ва. Н2О2 окисл |(гипохлориты), распадается даже в разб р-ре, |

|вещ-ва с (0 < 1.776B, восстанавл с (0>0,682.|сильный окисл – р-ры солей к-ты прим для |

|Окислитель: KNO2+H2O2(KNO3+H2O. Восстан. |беления. Наиб важные из солей: хлорная |

|Ag2O+H2O2(2Ag+H2O+O2. |известь – белый порошок с резким запахом, |

|17. Общ характеристика элементов VIIA гр |сильный окислиткль (Са([pic]) (отбелив, |

|таблицы М (ТМ). СО галогенов. Нахождение в |дезинф): Cl2 + Ca (OH)2 ( CaOCl2 + Н2О. |

|природе. В переводе «рождающие соли». Фтор в |Men+(ClO4)n перхлораты – один из наиб сильных|

|соедх всегда имеет СО -1, остальные проявляют|безН2О окисл. НСlО3 – хлорноватая к-та |

|СО от -1 до +7. Почти все соедин Г |(хлораты) – водн р-р с конц не выше 50%, |

|соответствуют нечетным СО, что обусловлено |сильная к-та и окислит. У хлоратов окисл |

|возможностью последовательного возбуждения e |св-ва выражены в р-ре слаюо, большинство |

|в атомах элементов на d-подуровень, что |хорошо раств в Н2О – ядовиты. КСlО3 – |

|приводит к увеличению числа е до 3, 5, 7.На |бертолетовая соль примен в артиллер деле для |

|внешнем электронном слое имеют 7 е (2s5p). В |устр-ва запалов, так как с разл горюч в-вами |

|природе находятся исключительно в связанном |взрывается при ударе. , в пиротехнике, |

|сос-нии, - гл. обр. в виде Г-водородных |спички. Хлорная к-та (перхлораты) HClO4 – |

|кислот. F (6(10-2%) – плавиковый шпат (мин) |бесцветн, дымящая на возд жидкость |

|CaF2, криолит Na3AlF6 и фторапатит |(получается действ конц H2SO4 на KClO4), |

|Ca5F(PO4)3. Cl – поваренная соль (море, |безН2О – малоустойчива, взрывоопасная, ее Н2О|

|океан), карналлит KCl(MgCl2(6H2O, сильвин |р-ры устойчивы. Оксисл с-ва слабее, кисл |

|KCl. Br – в виде солей калия, натрия, магния.|сильнее – самая сильная из вскъ изв к-т. |

|Бромды Ме содержаться в морской воде, в |25. Дифториды Ме. Почти все дифториды имеют |

|подземных рассолах, в Н2Ох озер. Иод – |структуру флюорита или рутила. Щеме, свинец,|

|подземные буровые Н2О, водоросли, в виде |железо загор в АТС фтора, на нек ме(Cu, Ni) |

|солей калия – иодат KIO3, периодат KIO4. |при низк Т ф не действ, но при нагрев р-рует |

|18. Простые вещ-ва F2, Cl2, Br2, I2. Методы |со всеми. CaF2 – мин. плавиковый шпат. |

|их получения и св-ва. F2: 1) F (с гр. |26. Комлексные соед Г. Многие комплексные Г |

|«разрушающий»). Малые размеры и отсутствие |Ме гидролиз, это особ хар-но д/соедин с |

|д-подуровня придают эл-ту ряд отличит. св-в.|высшими СО Ме. Фсе комплексные фторо-кислоты |

|Фтор – наиб электроотрицательный эл-т из |–сильные. Известно немгного комплексов, в |

|всех. 2) Получают электролизом расплава KF(HF|кот центром координации явл анион – это |

|при 2500 и KF(2HF (1000) с медным или |полигалогены, содерж анионы [I(xI2]- (x(1;40)|

|стальным катодом и угольным анодом в медн. |или [Br(xBr2]- (x(1;2) |

|или стальных электрлизерах. 3) Светло-желый | |

|газ с резким оч. неприятным запахом. | |

|Тпл=-2190С, Ткип=-1830С. Сильнейший | |

|окислитель, в его атм горят почти все вещ-ва.| |

|С пр. вещвами обр-ет фториды: S+3F2=SF6. При | |

|обычных усл не реагирует только с О, N, He, | |

|Ne, Ar. Из Ме наиб уст никель за счет | |

|пассивации. Реакции фтора с Н2-содержащими | |

|вещ-вами сопровожд. образ HF: | |

|2Н2О+2F2=4HF+O2. С Н2 реагир со взрывом и в | |

|темноте. Cl-газ, Br-жидкость (единств из | |

|Нем), иод – твердое в-во. В виде прост вещ-в | |

|Г образ молекулы Э2, хорошо р-рим в орган | |

|раств-лях., р-рим в воде. Хар-ны св-ва | |

|окислителей, р-руют с Н2, образ | |

|галогеноводороды, явл. газами, хорошо раств в| |

|воде – сильные к-ты. Почти все способы | |

|получения Г сводятся к окисл их ионов, при | |

|помощи окислителей или под действием тока. Cl| |

|– электролиз водн рас-ров NaCl или | |

|К(катод)Сl(анод), в лаб – действ окисл на | |

|НСl. Br, I – окислением НВr и HI, в пром – из| |

|бромидов и иодидов, дейтв на р-ры Cl. | |

|19. Взаимодействие Г с Н2О и щелочами. 1)При |27. Сероводород, получ, строение и свойства. |

|взаим с Н2О Cl образуются HCl и НОСl – |Сульфиды, методы их получения и св-ва. |

|хлорноватиствая к-та.2) Фтор: При |Р-римость и гидролиз сульфидов. H2S – |

|пропускании фтора через охлажд 2% рас-р NaOH |халькогенводород – ядовитый газ с оч. |

|образуется OF2: 2F2+2NaOH=2NaF+H2O+OF2. В |неприятным запахом тухлых яиц. Получают в |

|горячей концентрированной щелочи реак с |аппаратах Кита: FeS+HCl(FeCl2+H2S^. Tкип= - |

|фтором протекает так: |60,3, Тпл= - 85,6. На воздухе H2S горит |

|2F2(г)+4ОН-(водн)=4F-(водн)+О2+Н2О. Фтор |голубоватым пламенем: 2H2S+3О2 ( 2Н2О+2SO2. |

|реагирует с холодной Н2О, образуя |H2S легко воспламеним. H2S (к-та) сильнейший |

|фтороводород и кислород: 2F2+2H2O=4HF+O2. 4) |восстановитель. Встречается в природе в |

|Бром и иод диспропорционируют в воде |вулканич. газах и в Н2Ох мин ист. Средние |

|аналогичным Cl образом, но степень |соли H2S к-ты (водн. р-р H2S-слабая) – |

|диспропорционирования в воде уменьшается от |сульфиды, большинство нераств в воде, |

|хлора к иоду. Хлор, бром и иод |некоторые нераств в воде, р-римы в к-тах. |

|диспропорционируют также в щелочах. Например,|Сульфиды можно получить непосредственным |

|в холодной разбавленной щелочи бром |соед S с Ме: Fe+S(FeS+100.4кДж, действуя H2S |

|диспропорционирует на бромид-ионы и |на р-р. в Н2О соли соотв Ме: |

|гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы): |СuSO4+H2S(CuS+H2SO4. Сульфиды, р-рим в Н2О |

|Br2+2OH(Br-+BrO-+H2O При взаимодействии брома|немогут быть получены из солей соотв Ме. При|

|с горячими концентрированными щелочами |взаимодействии S с сульфидами Ме образ |

|диспропорционирование протекает дальше: |полисульфиды: Na2S+S(Na2Sn(n(2-8). Сульфиды |

|3BrO-(водн. гипобромат-ион)(2Br -(водн. |подвергаются гидролизу: Na2S+H2O(NaHS+NaOH |

|бромат-ион)+ BrO3- (водн. бромат (5)ион) |(S2-+H2O(HS-+OH). Различия в раств сульфидов |

|Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже|исп в аналит. химии для посл осажд Ме из |

|в холодных разбавленных щелочах. Он |р-ров. |

|самопроизвольно диспропорционирует с |28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. |

|образованием иодид-иона и иодат(V)-иона. Реак|Селениды и теллуриды – соли селено- и |

|фтора со щелочами, как и его реак с Н2О, не |теллурводорода – сходны с сульфидами в отнош |

|похожа на аналогичные реакции других |раств в Н2О и к-тах.- ядовитые соед. |

|галогенов. |Большинство из них в Н2О нераств, р-римы соли|

|20. Н2 соед Г и их восстан св-ва. Хи связь в |щелочн Me, Ва и аммония. |

|молек ГВ – полярная ковалентная: общ. е пара |29. Применение S, Se, Te и их соед. S исп. |

|смещена к атому Г. Прочность связи падает в |для производства H2SO4, спичек, пластмасс, |

|ряду НF – HCl – HBr – HI, падает и устойч. к |удобрений, взрывчатки, ядохимикатов и т.д. в |

|t. ГВ – бесцветные газы с резким запахом, |проц. получ резины, в орг синтезе. Se, |

|хорошо раств. в воде, раст-ние сопр диссоц по|селениды и теллуриды – полупроводники, исп. |

|кисл типу; в возд. конц. р-ры ГВ дымят |для производства выпрямителей и |

|вследствие выделения ГВ. Отриц ионы ГВ, за |фотоэлементов. Sе к стеклу=красный цвет. |

|искл фторид –иона, облаз восстан св-вами, |H2SO4 – прозв фосфорных удобр, д/чистки |

|возраст в ряду Cl-, Br-, I-. При дейчствии ГВ|нефтепродуктов, в орг. синтезе, в |

|на Ме, Ме могут окисл лишь ионами Н+, поэтому|гидроМеургии и т.д. Р-ры гидросульфидов – |

|ГВ могет реаг в раст-ре только с Ме, стоящими|Ca(HSO3)2, NaHSO3, HN4HSO3 – целлюлозо-бум. |

|до Н. HCl – бесцветная жидк с резким запахом |промышл. Na2SO4- пр-во стекла. |

|получается р-рением в воде НСl. HBr, HI |30. Взаимодействие H2SO4 c Me. H2SO4конц – |

|похожи по св-вам на HCl, но отл более выраж |окислитель, окисл. Ме, стоящие в ряду напр до|

|восстан св-вами. Молек О2 уже при tкомн |Ag включ. Продукты ее восстан. могут быть |

|окисляет HI. HBr взаим с О2 медленне, HCl не |различны в зависим от активности Меа, конц |

|взаимод вообще. Восстан св-ва HBr, HI появл |к-ты, температуры. При взаимод с малоакт Ме |

|при взаим с H2SO4: 2HBr+H2SO4( Br2+SO2^+2H2O;|H2SO4 воостан до SO2: Сг+2 H2SO4( |

|6Hi+H2SO4(3I2+S+4H2O или 8Hi+H2SO4( |CuSO4+SO2+2H2O. При взаимод с более активн Ме|

|4HI2+H2S+4H2O. Обычно ГВ получ действием Н2О |продуктами восстановл могут SO2, S, H2S. |

|на соедин Br и I с P – PBr3, PI3. Водн рас-р |Разб. H2SO4 окисл своим ионом H2, поэтому она|

|HF – плавиковая к-та – к-та средн силы. При |взаимод только с теми Ме, кот стоят в ряду |

|нейтр плавик к-ты КОН образ дифторид калия: |напряж до Н2. Свинец не раств в разбавл к-те,|

|2HF+KOH(KHF2+H2O+KF(HF. Cоли плавик к-ты |так как PbSO4 нераств. |

|обычн плохо раств в воде. | |

|21. Водородная связь в молекуле HF. Структура| |

|HF в газовой, жтдкой и твердой фазах.В жидк и| |

|газзобр сос-нии ассоциирован за счет парных | |

|Н2-связей HF(((HF. В газовой фазе при t=tкип | |

|(19,5) ассоциаты HF содержат и солекулы HF4. | |

|В кристалл сос-нии HF имеет цепееобр полимерн| |

|структуру (/Н(((F\H(((F/H(((F\)n | |

|31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в природе,|35. Водородные соед азота. Аммиак, |

|получ и св-ва. Аллотропия S, Se, Te. S – |гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные |

|0,05% земн кор, в воле морей, океанов |к-ты. Строение, св-ва, получ. 1) Аммиак – NH3|

|(0,04%), в самородном виде, в мин: пирит |– бесцветный газ с резким запахом. Молекула |

|(Fe2S), Sb2S(антимонит), PbS (гаринит), HgS |NH3 имеет форму правил. тригональн пирам, с |

|(киноварь), BaSO4 (барит), CaSO4(2H2O (гипс),|атомом N в сос-нии сп3-гибридизации. |

|белки, витамины. Se-лунный камень – в земн. |Ткип=-35,35, Тпл = -77,7. NH3 прекрастно |

|коре 1,4(10-5%, изв более 50 мин: |р-рим в Н2О, образовывая гидрОх аммония – |

|берцилианит:Cu2Se, самородн. Се, Te – 1(10-6,|слабое основание: NH3 + Н2О(NH4OH (NH+4+OH-.|

|100мин: самородн, гессит Ag2Te, AuAgTe4 – |Жидк NH3 – прекр раствиритель, раств многие |

|сильвинит; ВСЕ - тверд вещ-ва. Se получают |Ме. Рас-ры Ме в NH3 имеют Ме-ую проводимость|

|из отходов, образ при произв H2SO4, при |и явл сильнейш восстан. NH3 - весьма |

|электролитическом рафинировании меди и пр. S |реакционное соедиение, д/кот. хар-ны реакции |

|получают из самородной, плавлением и дальн |просоедин. 2) Гидроксиламин NH2OH – |

|очисткой, а также из газов, обр при |бесцветные кристалла (тпл=33) [pic], способен|

|коксировании и газификации угля. Хим св-ва: |к р-циям присоед с образ связей |

|S, Se, Te опред строением их внешнего валентн|донорно-акцепнорному способу. Хорошо раств в |

|Е уровня. За счет несп е np-подуровня и |Н2О, с к-тами дает соли. Проявляет как |

|наличия вакант д-орбит, на кот могут перех е |окислит, так и восстан. в-ва. 3) Гидразин |

|с- и п-подуровней СО этих эл-тов от -2 до +6.|N2H4 – бесцветная жидк, ткип=113,5, получ при|

|В ряду S, Se, Te окисл способн эл-тов |действии гипохлорита Na NaClO на конц раст-р |

|ослабевает, восстан – увеличив. S, Se, Te |аммиака. [pic]. Способность к реакц. присоед,|

|могут быть как окисл так и восстан: Zn+S(ZnS,|хорошо раств в Н2О, при взаимод с к-тами |

|S+O2 ( SO2, участвовать в реакц |образ ряд солей, бладает основными с-вами. |

|диспропорционир: S+NaOH(Na2S+Na2SO3+H2O. C H2|N2H4 – хороший восстановит, составная часть |

|S, Se, Te образ ХГ-Н2: Н2S, H2Se, H2Te. |топлива ракетных двигателей. Он и его пары |

|Аллотропия: 1) S сущ. в неск модификациях, |ядовиты. 4) Азитоводородная к-та HN3 может |

|изучены- ромбическая, моноклинная и |быть получен действием HNO2 на водн рар-р |

|пласическая. При об усл устойчива ромбическая|гидразина, бесцветная жидк (ткип=36) с резким|

|модифик (-сера, при t>95.4 – моноклинная |запахом. Слабая к-та, диссоциирцет на ионы Н+|

|(-сера, медл переход в ( форму при комн. Т. |и N3-. Анион азидоводорода: [pic], взрывчатое|

Страницы: 1, 2, 3