Главная / Рефераты / Рефераты по химии
Реферат: Шпаргалка по химии
Notice: Undefined variable: ref_img in /home/area7ru/area7.ru/docs/referat.php on line 323
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 прирпо 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 рядупартнера 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 солейдля 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 углеводородноготвердый 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 ПриТемпература 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 заОзон 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. Вкоторые 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 Лоранобразуют 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 трехозона. 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 среднемфтороводород: 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 реакционнойокеанах 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 измин, 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 разложение12. 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 атомовмолекул 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 энергии13. 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/НН
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 веществ15. Классификация природных Н2О и их
сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O2водоподготовка. 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 низшихкатионы 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 ижесткость – 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. вк-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 атомы4HClO4+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 Н2Осв-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 как24. 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() (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 проявляютбезН2О 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(HFкот 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 броманемогут 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 дажеисп 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. РеакСелениды 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 поселениды 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 ГВнефтепродуктов, в орг. синтезе, в
на Ме, Ме могут окисл лишь ионами Н+, поэтомугидроМеургии и т.д. Р-ры гидросульфидов –
ГВ могет реаг в раст-ре только с Ме, стоящимиCa(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(((FH(((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) , способен
коксировании и газификации угля. Хим св-ва: к р-циям присоед с образ связей
S, Se, Te опред строением их внешнего валентндонорно-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. . 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 H2N2H4 – 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 ромбическаягидразина, 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: , взрывчатое
Молекулы ( и ( модифик состоят из 8 атомов: вещ-во.
S8 .Пары S при Ткип сос-ят из 36. Ох-ы азота. Их получ, св-ва, строение. 1)
семси 59%-S8, 34% - S6, 4% - S4 3% S2. При Ох азота (I) N2O (полуокись азота, веселящий
быстром охлажд расплавл серы, образ газ) имеет слабый приятный запах и
пластическая сера, переход в (-серу при сладковатый вкус – средство д/наркоза.
Ткомн. Пурпурная сера – при кристаллиз паров Молекула линейна: N-=N+=O, получают
серы на поверхн охлажд жидким азотом. 2)Se разложением NH4NO при 250С: NH4NO( N2O+H2O.
известен в уст серой модификации Тпл=215, N2O проявляет сильные окисл св-ва. С Н2, NH3,
Тк=685, плотн=4,8г/см3 и менее уст красной и CO, органич вещ-вами образ. взрывоопасн.
черной, отлич от др. различным строен смеси. 2) NO (монОх азота). N=O, при обычн
кристаллов. В парах Se ведет себя аналог S 3)усл быстро окисл до NO2. NО почти нераств в
Te встреч в двух модифик – аморфный Н2О – несолеобраз Ох. Взаимод с Г с образ
темно-коричнев и серебристо-белый. Пары сост нитрозилгалогенов: 2 NО+Сl2(2NOCl. С H2SO4 в
из солек Те2. присутствии воздуха образует нитрозил серную
32. ДиОх-ы S, Se, Te. Получ и св-ва. ДиОх-ы к-ту (NO)HSO4. Получ. каталит окисл NH3 как
S, Se, Te получаются при нагрвании с O2, побочн прод в пр-ве азотной к-ты. В атмосф NO
являются ангидридами соотв к-т. При обычн образ при грозов разрядах. 3) N2O3
условиях диОх-ы Se, Te – твердые вещ-ва, (диОхтриазот) сущ-ет при t140С
колчедана, сжиганием серы, из отходящих газовравновесие полн смещается влево. Твердое
заводов цветной Меургии, из топочных газов, вещ-во – чистый димер. NO2 взаимод с Н2О и
из гипса. SO2 образ при прокаливании на воздщелочами. NO2 и N2O4 – сильн окисл. Получ в
сулифидов Ме. SO2 - бецветный газ с резким лаб разложением безН2О (PbNO3)2 ((t)
запахом горящей серы. Хорошо рпстворим в PbO2+2NO2. 5) N2O5 при комн т
воде, с образ Н SO4. самопроиз разл на NO2 и О2. Раств-ся в Н2О,
33.Соли кислородосодержащих кислот S. образуя азотную кислоту. В лаборатории
Сульфиты, Сульфаты. Сульфиты – средние соли получают взаим NHO3 c P2O5. Все Ох-ы азота
H2SO3 - восстан-ли. Сульфиты наиб активн Ме физиологич аналогм, кроме N2O, сильно
при прокаливании разлагаются с образ ядовиты.
сульфидов и сульфатов. Сульфиты К и Na примен37. Азотистая к-та, ее строение и св-ва.
для отбеливания некторых матер, в текстильнойНитриты и их св-ва.HNO2 получают действием
пром при краш тканей, в фотографии. Сульфаты неорган кис-т на нитриты Ме: 2NaNO2+H2SO4
– средние соли H2SO4 – большинство довольно (Na2SO4+2HNO2. HNO2 – одноосн. к-та среднй
хорошо р-римы в воде. К практически нераств силы, при взаимод с основ образует соли –
относ (см табл раств). BaSO4 нераств не нитриты. Проявляет окислит-восстан двойств
только в Н2О, но и в кисл. разб, поэтому обр (2HNO2+2KI+H2SO4(2NO+I2+K2SO4+2H2O;
белого осадка в к-тах служит указанием на 5HNO2+2KMNO4+3H2SO4(5HNO3+
ионы SO42-. Na2SO4 – глаубевая соль, примен 2KMNSO4+K2SO4+3H2O), известна только в сильно
при изгот стекла. K2SO4-бесцветн крист, разб р-рах. Нитриты – кристаллы, хорош раств
хорошо раств в Н2О. Сульфат Магния содерж в в Н2О (за искл серебра).
морской воде, Кальция в виде гипса. Купоросы
– сульфаьы меди, железа, цинка и нек др Ме,
содерж кристалл Н2О
34.Кислородосодержащие к-ты серы. H2SO3, 38. Сравнение строения и св-в галогенидов
H2SO4, дисерная, тиосерная, пероксодисерная азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и высмута.
к-та. Строение и св-ва. 1) Н2SO3 – очень Гидролиз галогенидов. Известны бинарные
непрочное соед, изветна только в Н2О р-рах. галогениды МХ3 и МХ5 Все тригалогениды
Р-р Н2SO3 поглощает кислород из воздуха быстро гидролизуются и довольно летучи;
окискляется до серной. Н2SO3 - хороший газообразн молекулы имеют пирамидальную
восстановитель, при взаимодействии с сильнымирешетку. Большинство тригалогенидов обр.
восстан. может играть роль окисл. 2)H2SO4 молекулярные решетки, но AsI3, SbI3 и BiI3
- строение. H2SO4 образ при взаимод SO3кристаллиз в слоистых решетках, не содерж
c H2O. Безводная H2SO4 - бесцветная отд. молекул. BiF3 обр-ют ионную решетку. Все
маслянист жидк, тпл=10,3С. При раств H2SO4 трихлориды и трифториды, иск Р, присоед доп
в Н2О образ гидраты, выдел большое кол. ионы галогена, образ галогенистые комплексные
теплоты. Обладает способностью поглозать анионы. PF3 – бесцветный газ, способен образ
воду, H2SO4конц – сильный окислитеь. комплексы с переходными Ме. PCl3 - летучая
H2SO4конц – окислитель, окисл. Ме, стоящие в низкокипящ жидкость, гидролиз с образ
ряду напр до Ag включ. Продукты ее восстан. фосфористой к-ты. Тригалогениды As, Sb Bi
могут быть различны в зависим от активности подобны произв Р как по физ так и по хим
Меа, конц к-ты, температуры. При взаимод с св-вам. Проявляют заметную электропроводн.
малоакт Ме H2SO4 воостан до SO2: Сг+2 H2SO4( Известны 7 бинарных пентагалогенидоы: 4
CuSO4+SO2+2H2O. При взаимод с более активн Мефториды, ЗCl5, PBr5, SbCl5/ Способность этих
продуктами восстановл могут SO2, S, H2S. соедин диссоциировать в газовой фазе на
Разб. H2SO4 окисл своим ионом H2, поэтому онатригалогениды и галогены различны.
взаимод только с теми Ме, кот стоят в ряду 39. Применение N2 и его соед. Азотные удобр.
напряж до Н2. Свинец не раств в разбавл к-те,Основная обл. примения N2 – синтез аммиака,
так как PbSO4 нераств. 3)Олеум –– р-р SO3 в кот. исп в пр-ве HNO3, мочевины, NH4NO3, в
H2SO4, широко примен в пром д/ очистки чистом виде как удобрение и т.ж. Свободный
нефтепродуктов, произв красителей, взрывчат азот прим. как защитную атмосф в хим. и Ме
вещ-в. В олеуме часть молекул SO3 соедин с процессах. Жидкий азот – самый дешевый
H2SO4, при этом образуется двусерная хладогент. Осн обл прим азотистой к-ты – орг.
(пиросерная к-та): H2S2H7. При охложд олеума синтез и пр-во мин. удобрений, взрывчатых
двусерная к-та выдел в виде бесцв кристаллов,вещ-в. Особая область – азотные удобрения.
соли двусрной к-ты – дисульфаты или 40. Фосфор. Общ хар-ка, нахожд. в природе.
пиросульфаты. 4) Тиосерная к-та H2S2O3. Аллотропия Р: красный, белый, черный Р, их
Получается, если прокипятить Na2SO3 c cерой св-ва и получ. Содерж Р в земн коре
и, отфильтр изб S оставить охлажд, получатся 9,3(10-2%. Осн мин: фосфорит Са3(РО4)2 и
соли тиосерной к-ты. . H2S2O3 апатит 3Са3(РО4)2(СаХ2, где Х=F, Cl, OH.
неустойчива, распад при ткомн, устойчивы ее Р-биогенный эл-т. В орг ч-ка 1%по массе. Р
соли – тиосульфаты. 5) Пероксолвусерная к-та образ 11 аллотр. форм. 1) Белый Р Тпл=44,
получается при соединении попарно ионов Ткип=257. Белые крист со своеобр запахом,
HSO4-, получившихся при электролизе 50% р-ра очень мягкие – мягче воска. В парах сос-ит в
H2SO4 на аноде. H2S2O8: . Обладает осн из молекул Р4, ядовит, огнеопасен,
сильными оксилительными св-вами. светится в темноте. самовоспламен при t>40С.
2) красный Р (чаще всего исп. в лаб) –
темно-красное мелко-крист вещ-во, нелетуч и
неядовит. При нагревании красн Р до 425С
испаряется, при охлажд паров образ белый Р.
Очень медленно окисл на воздухе, не светится
в темноте. 4) Черный Р – наибол. устойчив,
образуется из белого при повыш давл более 1,2
ГПа и t>200. Имеет кристаллич структуру,
аналогичн стр-ре графита и по св-вам схож с
ними.
41. Общ хар-ка мышьяка, сурьмы и висмута, 44. Водородные соед фосфора. Фосфин,
нахожд. в природе. 1) As встречается в дифосфин, твердые гидриды фосфора. Фосфин РН3
природе > частью в соединен. с Ме и S и лишь представляет собой бесцветный сильнотоксичный
изредка в св. сос-нии. Сод в земн коре газ с запахом гнилой рыбы. Молекулу фосфина
0,0005% масс. Получ из мышьяковистого можно рассматривать как молекулу аммиака.
колчедана FeAsS. а) серый As – серо-стальная Однако угол между связями Н-Р-Н значительно
хрупакая кристалл. масса с Ме блеском на меньше, чем у аммиака. Это означает
свежем изломе. d=5,72г/см3. При нагревании уменьшение доли участия s-облаков в
под норм давлен сублиминируется. Обладает Ме образовании гибридных связей в случае
электропроводн. Свободный As и его соедин – фосфина. Связи фосфора с водородом менее
сильные яды. 2) Sb в природе встреч в соедин прочны, чем связи азота с водородом. Донорные
с S – сурьмяный блеск, антимонит Sb2S3. свойства у фосфина выражены слабее, чем у
Содерж в земн коре 0,00005% масс. При аммиака. Малая полярность молекулы фосфина, и
прокаливании на воздухе сурьмяного блеска, онслабая активность акцептировать протон
превр-ся в Sb2O3, из кот Sb получ. путем приводят к отсутствию водородных связей не
восстан углем. Sb – серебристо-белые только в жидком и твердом состояниях, но и с
кристаллы, обл Ме блеском, отличается молекулами Н2О в р-рах, а также к малой
хрупкостью, хуже проводит тепло и ток, чем стойкости иона фосфония РН4+. Самая
Ме. 3) Bi хар-ся преобл Ме св-в, может устойчивая в твердом состоянии соль фосфония
рассматр как Ме. В земн коре 0,00002%. - это его иодид РН4I. Н2О и особенно
Встречается как в своб сос-нии, так и в виде щелочными р-рами соли фосфония энергично
висметного блеска Bi2S3 и висмутовой охры разлагаются: РН4I + КОН = РН3 + КI +
Bi2O3. Блест розовато-белый хрупкий Ме Н2О Фосфин и соли фосфония являются сильными
42. ТриОх серы. Получ, строение, св-ва. SO3 восстановителями. На воздухе фосфин сгорает
образуется при каталит окислении SO2 O2 до фосфорной к-ты:
воздуха при т=450. В газовой фазе SO3 – РН3 + 2О2 = Н3РО4
плоский тр-к, в жидк и тверд – цикл полимер При разложении фосфидов активных Ме к-тами
или полимерн цепи. SO3 бесцветная одновременно с фосфином образуется в кач
легкоподвижная жидкость, tкип=44,7Сю примеси дифосфин Р2Н4. Дифосфин - бесцветная
тпл=16,8. летучая жидкость, по структуре молекул
43. Азотная к-та. Строение и св-ва. Взаимод аналогична гидразину, но фосфин не проявляет
Ме с HNO3. Нитраты. Чистая азотная к-та основных свойств. На воздухе
HNO3—бесцветная жидкость плотностью 1,51 самовоспламеняется, при хранении на свету и
г/см3 при - 42 °С застывающая в прозрачную при нагревании разлагается. В продуктах его
кристаллич массу. На воздухе она, «дымит», распада присутствуют фосфор, фосфин и
так как пары ее образуют с влагой воздуха аморфное вещество желтого цвета. Этот продукт
мелкие капельки тумана. Азотная к-та не получил название твердого фосфористого
отличается прочностью, Уже под влиянием светаводорода, и ему приписывается формула Р12Н6.
она постепенно разлагается:4 HNO3(
4NO2+O2+2H2O Чем выше температура и чем
концентрированнее к-та, тем быстрее идет 45. К-ты мышьяка и сурьмы, их получения и
разложение. Выделяющийся диОх азота р-ряется св-ва. 1) Ортомышьяковистая к-та
в кислоте и придает ей бурую окраску. Азотная(мышьяковистая к-та) H3AsO3. H3AsO3 (
к-та принадлежит к числу наиб сильных кислот;H2O+HAsO2 – равновесие смещено вправо, т.е.
в разбавленных р-рах она полностью преобладает метамышьяковистая к-та HAsO2. При
распадается на ионы Н+ и- NO-z3. Азотная к-тадействии на As2O3 щелочей получ. соли
действует почти на все Меы (за исключением мышьяковистой к-ты – арсениты. Соед As(III)
золота, платины, тантала, родия, иридия), проявл. восстановит. св-ва. 2) Мышьяковая
превращая их в нитраты, а некоторые Меы—в к-та. H3AsO4 – твердое вещ-во, хорошо р-р в
Ох-ы. Чем выше концентрации HNO3-, тем менее Н2О. По силе практич равна Н3РО4. Соли –
глубоко она восстанавливается. При реакх с арсениты похожи на соответств. фосфаты.
конц к-ой чаще всего выдел NO2 . При Известны мета- и двумышьяковистая к-ты. При
взаимодействии разбавленной азотной к-ты с прокаливании мышьяковой к-ты получается Ох As
малоактивными Ме, например, с медью, (IV), или мышьяковый ангидрид. As2O5 в виде
выделяется NO. В случае более активных Ме — белой стеклообр массы. К-тые св-ва
железа, цинка, — образуется NO2 . Сильно H3AsO4>H3AsO3. Образует средний – арсенаты и
разбавленная азотная к-та взаимодействует с кислые соли. 3) Sb2O3 раств-ся в щелочах с
активными Ме—--цинком, магнием, Al—с образ солей сурьмянистой H3SbO3или
образованием иона аммония, дающего с кислотойметасурьмянистой HSbO2 к-ты: Sb2O3+2NaOH(
нитрат аммония. Обычно одновременно 2NaSbO2+H2O. Cурьмянистая к-та или
образуются несколько продуктов. Для Sb(OH)3получ в виде белого осадка при
иллюстрации приведем схемы реакций окисления действии щелочей на соли Sb (III):
нек Ме азотной кислотой; Cu+HNO3конц( SbCl3+3NaOH(Sb(OH)3+3NaCl. Осадок легко р-рим
Cu(NO3)2+NO2 +H2O, как в изб щелочи, таки в к-тах.
Cu+HNO3разб(Cu(NO3)2+NO+H2O. Zn+HNO3оч. 46. Общ хар-ка элементов Va группы. СО и типы
разб(Zn(NO3)2+NH4NO36H2O При действии соедин. N, P, As, Sb, Bi эти эл-ты имеют 5е в
азотной к-ты на Меы водород, как правило, не наружном слое атомов, хар-ся как неМеы, но
выделяется. Соли азотной к-ты называются способность к присоед. выражена слабее, чем у
нитратами. Все они хорошо р-ряются в воде, а соотв эл-тов 6 и 7 гр. Высша +СО э-тов = +5,
при нагревании разлагаются с выделением - = -3.Связь эл-тов с Н2 менее полярна, чем у
кислорода. При этом нитраты наиб активных Ме эл-тов 6 и 7гр, вследствии относит <
переходят в нитриты: 2KNO3(2KNO2+O2 Нитраты электроотр. Поэтому Н2 – соед этих эл-тов не
большинства остальных Ме при нагревании отщепляют в водн р-ре ионы водорода и не
распадаются на Ох Меа, кислород и диОх азота.облад кислыми св-вами.
Наконец, нитраты наименее активных Ме
(например, серебра, золота) разлагаются при
нагревании до свободного Меа:
2AgNO3(2Ag+2NO2+O2 Легко отщепляя кислород,
нитраты при высокой температуре являются
энергичными окислителями. Их водные р-ры,
напротив, почти не проявляют окислительных
свойств. Наиб важное значение имеют нитраты
натрия, калия, аммония и кальция, которые на
практике называются селитрами.
47. Галогениды Р. Получ, строение, св-ва. С
галогенами фосфор образует три- и
пентагалогениды. Эти производные фосфора
известны для всех аналогов, но практически
важны соед хлора. РГ3 и РГ5 токсичны,
получают непосредственно из простых веществ.
РГ3 - устойчивые экзотермические соед; РF3 -
бесцветный газ, РСl3 и РВr3 - бесцветные
жидкости, а РI3 - красные кристаллы. В
твердом состоянии все тригалогениды образуют
кристаллы с молекулярной структурой. РГ3 и
РГ5 являются кислотообразующими соедми:
РI3 + 3Н2О = 3НI + Н3РО3
48. N - газ без цвета и запаха. Точка кипения
жидкого Nа -195,8 град. С, точка плавления
твердого Nа -210,5 град. С. Твердый N
получается в виде порошка и в виде льда. N
плохо р-рим в H2O и органических р-рителях.
Среди всех элементов, образующих земной шар,
один N (если не считать инертных газов) как
бы избегает образовывать химические соед и
входит в состав земного шара преимущественно
в свободном виде. А ...
ВНИМАНИЕ!
Текст просматриваемого вами реферата (доклада, курсовой) урезан на треть (33%)!
Чтобы просматривать этот и другие рефераты полностью, авторизуйтесь на сайте:
|
|
|
Добавлено: 2010.10.21
Просмотров: 2334
|
Notice: Undefined offset: 1 in /home/area7ru/area7.ru/docs/linkmanager/links.php on line 21
При использовании материалов сайта, активная ссылка на AREA7.RU обязательная! |
