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/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 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(((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) [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|
|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 газов|равновесие 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 возд|щелочами. 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 примен|37. Азотистая к-та, ее строение и св-ва. |
|для отбеливания некторых матер, в текстильной|Нитриты 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 сильными|решетку. Большинство тригалогенидов обр. |
|восстан. может играть роль окисл. 2)H2SO4 |молекулярные решетки, но AsI3, SbI3 и BiI3 |
|[pic]- строение. H2SO4 образ при взаимод SO3|кристаллиз 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 Ме|фториды, ЗCl5, PBr5, SbCl5/ Способность этих |
|продуктами восстановл могут SO2, S, H2S. |соедин диссоциировать в газовой фазе на |
|Разб. H2SO4 окисл своим ионом H2, поэтому она|тригалогениды 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. [pic]. 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: [pic]. 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, он|слабая 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 света|водорода, 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-та|действии 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 кислотой|метасурьмянистой 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 так как N в свободном | |
|состоянии - газ, основная его масса | |
|сосредоточена в газовой оболочке той сложной | |
|хим системы, которую представляет собой | |
|земной шар, - в его атмосфере. Содержание Nа | |
|в земной коре в виде 0,01 %. Атм более чем | |
|на 75 массовых долей, % состоит из | |
|газообразного Nа, что равно ~4*1015 т. | |
|Связанный N образует минералы в форме | |
|нитратов: чилийская NaNO3, индийская KNO3 и | |
|норвежская Ca(NO3)2 селитры. N в форме | |
|сложных органических производных входит в | |
|состав белков, в связанном виде содержится в | |
|нефти (до 1,5 массовой доли, %), каменных | |
|углях (до 2,5 массовой доли, %). Молекула | |
|N2 является самой устойчивой формой его | |
|существования, чем обусловлена так называемая| |
|проблема связанного Nа. Потребление | |
|связанного Nа растениями и животными приводит| |
|к обеднению окружающей среды соедми Nа. . В | |
|лаб/ N легко может быть получен при нагре | |
|конц нитрита аммония: NH4NO2 ( N2 + 2H2O. | |
|Технический способ получения Nа основан на | |
|разделе предварительно сжиженного воздуха, | |
|кот затем подвергается разгонке. Основная | |
|часть добываемого свободного Nа испол д/ пром| |
|про-ва аммиака, который затем в значительных | |
|количествах перерабатывается на Nную кислоту,| |
|удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо| |
|прямого синтеза аммиака из элементов, | |
|промышленное значение для связывания Nа | |
|воздуха имеет разработанный в 1905 | |
|цианамидный метод, осн на том, что при 10000С| |
|карбид кальция (получаемый накаливанием смеси| |
|известии угля в электрической печи) реаг со | |
|сво-ым Nом: CaC2 + N2 ( CaCN2 + C. Обра | |
|цианамид кальция при действии перегретого | |
|водяного пара разлагается с выделением | |
|аммиака: CaCN2 + 3H2O ( CaCO3 + 2NH3. | |
|49. Ох-ы фосфора (III, V). Фосфорные к-ты. |51. Угольная к-та и её соли. Строение. Св-ва,|
|Строение, св-ва, получ. Химический Ох |получ. Н2СО3 может сущ-ть только в Н2О-ном |
|фосфора (+3) имеет кислотную природу: Р2О3 +|р-ре. При нагрев р-ра СО2 улетуч, в конце |
|3Н2О = 2Н3РО3 Фосфористая к-та - бесцветные |конов остается Н2О. Н2СО3 слабая, в раст-ре |
|легкоплавкие хорошо р-римые в воде кристаллы.|диссоу на Н+ м НСО3- и мало на СО32-. |
|По химическому строению она представляет |Получают р-рением СО2 в Н2О. Средние соли – |
|собой искаженный тетраэдр, в центре которого |карбонаты кислые – гидрокарбонаты. Соли могут|
|находится атом фосфора с sр3 - гибридными |быть получ действ СО2 на щелочи, или путем |
|орбиталями, а вершины заняты двумя |обменных р-ций между р-р. солями Н2СО3 и |
|гидроксогруппами и атомами водорода и |солями др. к-т. Со слабыми осн-ями Н2СО3 дает|
|кислорода. Атом водорода, непосредственно |осн соли, напр (СuОН)2СО3 – малахит. При |
|соединенный с фосфором, не способен к |действ. к-т все карбонаты разлаг-ся, с выде |
|замещению, а потому фосфористая к-та максимум|СО2. При нагрев все карбонаты, кроме солей |
|двухосновна и нередко ее изображают формулой |ЩеМе, разлагаются с выделен СО2. |
|Н2[НРО3]. Фосфористая к-та - к-та средней |Гидрокоарбонаты ЩеМе при нагрев перход в |
|силы. Соли ее - фосфиты получают |карбонат. Большинство гадрокарбонатов, а |
|взаимодействием Р2О3 со щелочами: Р2О3 + |также карбонаты К, Rb, Ca, Na, р-рим в Н2О. |
|4NаОН = 2Nа2НРО3 + Н2О Фосфиты щелочных Ме и |Остальные в оде нер-р. Из солей Н2СО3 самая |
|кальция легко р-римы в воде. При |распр – известнят СаСО3. Na2CO3 – cода, К2СО3|
|нагревании фосфористая к-та |– поташ – для получ мыла, тугоплавкого стела,|
|диспропорционирует: 4Н3РО3 = РН3 + 3Н3РО4 |в фотографии, СО(NН2)2 – карбамид |
|Фосфористая к-та окисляется многими |(мочевина)-белые крист хорошо раств в воде, -|
|окислителями, в том числе галогенами, |удобрение и добавка к корму жвачных животных.|
|например: Н3РО3 + Сl2 + Н2О = Н3РО4 +| |
|2НСl Получают обычно фосфористую кислоту |52. SI ДИОХ (кремнезем), SiO2, кристаллы – |
|гидролизом тригалогенидов фосфора: РГ3 + |наиб стойяк соедин Si. Глав. обр в прир. |
|3Н2О = Н3РО3 + 3НГ |наход в виде мин – кварца. Прозрачн, бесцв |
|При нагревании однозамещенных фосфитов |крист. кварца – горн хрусталь. Кремень – одна|
|получаются соли пирофосфористой |из разновидн кварца. Агат и яшма – |
|(дифосфористой) к-ты - пирофосфиты: |мелкокристал разновидн кварца. Аморфный SiO2 |
|2NаН2РО3 = Nа2Н2Р2О5 + Н2О Пирофосфиты при |получ, если охладить расплавл кристалл SiO2. |
|кипячении с Н2О гидролизуются: Nа2Н2Р2О5 + |Кисл-ты, за искл плдавиковой (р-р H2F в Н2О),|
|3Н2О = 2NаОН + 2Н3РО3 Сама пирофосфористая |не действ на SiO2. SiO2 применяет в строит, |
|к-та Н4Р2О5 (пентаоксодифосфорная), как и |производстве стекла, керамики, цемента, |
|фосфористая, только двухосновна и |абразивов, в звукозаписи и |
|сравнительно малоустойчива. Известна еще |звуковоспроизведении. Кварцевое стекло (КС) |
|одна к-та фосфора (+3) - плохо изученная |можно подверг действ более вечок темпер, чем |
|полимерная метафосфористая к-та (НРО2)n. |обычн, оно пропускает УФ лучи, обладает малым|
|Наиб характерен для фосфора Ох Р2О5 - пентаОх|К термич расширен. Примен для изготовл |
|дифосфора. Это белое твердое вещество, |лаборат посуды и в хим. пром., для изгот |
|которое легко может быть получено и в |электрич ртутных ламп, надостатки – трудность|
|стеклообразном состоянии. В парообразном |обработки, хрупкость. |
|состоянии молекулы Оха фосфора (+5) имеют | |
|состав Р4О10. Твердый Р2О5 имеет несколько | |
|модификаций. Одна из форм Оха фосфора (+5) | |
|имеет молекулярную структуру с молекулами | |
|Р4О10 в узлах решетки. По внешнему виду эта | |
|модификация напоминает лед. Она обладает | |
|небольшой плотностью, легко переходит в пар, | |
|хорошо р-ряется в воде и реакционноспособна. | |
|Р2О5 - сильнейший дегидратирующий реагент. По| |
|интенсивности осушающего действия он намного | |
|превосходит такие поглотители влаги, как | |
|СаСl2, NаОН, Н2SО4 и др. При гидратации Р2О5 | |
|сначала образуется метафосфорная к-та: | |
|Р2О5 + Н2О = 2НРО3 дальнейшая гидратация | |
|которой последовательно приводит к | |
|пирофосфорной и ортофосфорной кислоте: | |
|2НРО3 + Н2О = Н4Р2О7 и Н4Р2О7 + | |
|Н2О = 2Н3РО4 | |
|Ортофосфорная к-та - одно из наиб важных | |
|производных фосфора (+5). Это бесцветные, | |
|легкоплавкие, расплывающиеся на воздухе | |
|кристаллы, смешивающиеся с Н2О в любых | |
|соотношениях. В твердой кислоте и | |
|концентрированных р-рах действуют | |
|межмолекулярные водородные связи. Поэтому | |
|крепкие р-ры Н3РО4 отличаются высокой | |
|вязкостью. В водной среде ортофосфорная к-та | |
|- к-та средней силы. В водном р-ре | |
|ортофосфаты - соли фосфорной к-ты - | |
|подвергаются гидролизу, причем рН среды при | |
|переходе от средней соли к кислой закономерно| |
|снижается. | |
|Nа3РО4 + Н2О = NаОН + Nа2НРО4 , рН = 12,1 | |
|Nа2НРО4 + Н2О = NаОН + NаН2РО4 , рН = 8,9 | |
|При окислении влажного фосфора наряду с Р2О5 |53. С. Общ хар-ка, нахождение в природе. |
|и Р2О3 образуется фосфорноватая к-та |Аллотропия. Среднее содержание Са в земной |
|(гексаоксодифосфорная) к-та Н4Р2О6, в которой|коре 2,3*10-2 % по массе. Число собственных |
|СО фосфора +4. В ее структуре атомы фосфора |минералов Са - 112; исключительно велико |
|связаны друг с другом непосредственно в |число органических соед Са - углеводородов и |
|отличие от полифосфорных кислот. Н4Р2О6 - |их производных. Известны четыре |
|к-та средней силы, все ее четыре атома |кристаллические модификации Са: графит, |
|водорода могут быть замещены на Ме. При |алмаз, карбин и лонсдейлит. Графит - |
|нагревании ее водных р-ров к-та, присоединяя |серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, |
|воду, распадается: |чешуйчатая, очень мягкая масса с Меическим |
|Н4Р2О6 + Н2О = Н3РО3 + Н3РО4 |блеском. При комнатной температуре и |
|Р-ры ее солей - гипофосфатов - в воде вполне |нормальном давлении (0,1 Мн/м2, или 1кгс/см2)|
|устойчивы. Из гипофосфатов в воде хорошо |графит термодинамически стабилен. Алмаз - |
|р-римы лишь соли щелочных Ме. |очень твердое, крист-ое вещество. Кристаллы |
|Наименьшая положительная СО фосфора в |имеют кубическую гранецентрированную решетку:|
|фосфорноватистой (диоксофосфорной) кислоте |а=3,560(. При комнатной температуре и |
|Н3РО2. Ее можно получить в свободном |нормальном давлении алмаз метастабилен. |
|состоянии вытеснением из солей - |Заметное превращение алмаза в графит |
|гипофосфитов, например: |наблюдается при температурах выше 1400(С в |
|Ва(Н2РО2)2 + Н2SО4 = ВаSО4 + 2Н3РО2 |вакууме или в инертной атмосфере. При |
|Фосфорнофатистая к-та - бесцветные кристаллы,|атмосферном давлении и температуре около |
|хорошо р-римые в воде. Таким образом, в |3700(С графит возгоняется. Жидкий С может |
|фосфорноватистой кислоте СО фосфора +1, а его|быть получен при давлении выше 10,5 Мн/м2 |
|ковалентность равна 5. Н3РО2 - сильная к-та. |(1051 кгс/см2) и температурах выше 3700(С. |
|Эта к-та и ее соли гипофосфиты являются |Для твердого Са (кокс, сажа, древесный уголь)|
|сильнейшими восстановителями. |характерно также состояние с неупорядоченной |
|Существуют и другие к-ты, содержащие фосфор -|структурой “аморфный” С, который не |
|мононадфосфорная Н3РО5, динадфосфорную |представляет собой самостоятельной |
|Н4Р2О8, тетраметафосфорная (НРО3)4, |модификации; в основе его строения лежит |
|пирофосфорная Н4Р2О7. |структура мелкокристаллического графита. Нагр|
| |нек разновидностей “аморфного” Са выше |
|50. Применение фосфора и его соед. Фосфорные |1500-1600(С без доступа воздуха вызывает их |
|удобрения. Красный фосфор в чистом виде |превращение в графит. Физические свойства |
|применяют в спичечном производстве; в смеси с|“аморфный” Са очень сильно зависят от |
|толченым стеклом и клеем его наносят на |дисперсности частиц и наличия примесей. |
|боковые поверхности спичечной коробки. |Плотность, теплоемкость, теплопроводность и |
|Красный и белый фосфор используют при |электропроводность “аморфный” Са всегда выше,|
|получении йодистоводородной и |чем графита. Карбин получен искусственно. Он |
|бромистоводородной кислот. Фосфид цинка Zn3Р2|представляет собой мелкокристаллический |
|применяют для борьбы с грызунами. Белый |порошок черного цвета (плотность 1,9 - 2 |
|фосфор используют в военном деле для |г/см3). Построен из длинных цепочек атомов С,|
|зажигательных бомб, а также для |уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит |
|дымообразующих снарядов, шашек и гранат, |найден в метеоритах и получен искусственно; |
|дающих дымовые завесы. Применение |его структура и свойства окончательно не |
|радиоактивного изотопа фосфора Р32 позволило |установлены. Уникальная способность атомов |
|по-новому осветить поведение фосфора в |углерода соединяться между собой с |
|растениях, почве и удобрениях. Исключительная|образованием прочных и длинных цепей и циклов|
|чувствительность определения радиоактивного |привела к возникновению громадного числа |
|фосфора дает возможность следить за ходом |разнообразных соед углерода, изучаемых |
|поступления в растения фосфатов, за их |органической химией. В соедх углерод |
|распределением и превращениями внутри |проявляет CO -4; +2; +4. |
|растений. Чистую фосфорную кислоту используют|54. Общ. хар-ка эл-тов IVA группы. СО эл-тов |
|в пищевой и фармацевтической пром. |и типы соедин. У Ге проявл Ме св-ва из-за |
|Техническая фосфорная кислота идет для |увелич R атома. у Ол и Пб они преоблад над |
|окрашивания тканей, производства эмалей, |Нем. Хаар-ные СО +2 и +4. |
|зубных пломб, а также для производства |55. Карбиды. Их получ. и св-ва. При |
|фосфорных удобрений (суперфосфат Са(Н2РО4)3 –|температурах выше 1000(С углерод |
|удобрение с малым содерж питат вещ-в, дфойной|взаимодействует со многими Ме, давая |
|суперфосфат 3 Са(Н2РО4)3 дешевле чем |карбиды. Все формы углерода при нагревании |
|обычный), преципитат СаНРО4 нераств в н2О, но|восстанавливают окислы Ме с образованием |
|раств при внесении в кисл почвы. – простые; |свободных Ме (Zn, Cd, Cu, Pb и др.) или |
|сложные: аммофос – взаимод фосфорной к-ты с |карбидов (CaC2, Mo2C, WC, TaC и др.). К. – |
|аммиаком =NH4H2PO4 или (NH4)2H2PO4, |кристалл-ие тела, природа хим связей различна|
|нитрофоска – содержит N, P, K.) |(напр. э-ты 1,2, 3 гр ТМ – солеобраз соед с |
| |ионной связью). В К В и Si связь – |
| |ковалентная-высокая твердость, тугоплавкость,|
| |хим. инертность. Большинство Ме побочн |
| |подргупп обр К со связью, близкой к Ме |
|56. Стекло и керамика. Карбонат кальция, |60. Германий, олово, свинец. Характер |
|подобно соде, при сплавлении с песком |изменения строения и св-в простых вещ-в. Ох-ы|
|взаимодействует с ним, образуя силикат |и гидрОх-ы германия, олова и свинца. 1) Ge |
|кальция и двуокись углерода. При сплавлении с|общ сод в земн коре 0,0007% (масс). Ge имеет |
|избытком песка смеси карбонатов натрия и |серебристый цвет, по внешнему виду похож на |
|кальция получают переохлажденный взаимный р-р|Ме. При ткомн устойчив к действию воздуха, |
|полисиликатов кальция и натрия; это и есть |О2, Н2О, HCl, H2SO4разб. HNO3, H2SO4 окисляют|
|обыкновенное оконное стекло. Главное свойство|Г. до диОха GeO2, особенно при нагрев: |
|всякого стекла заключается в том, что оно |Ge+2H2SO4=GeO2+2SO2+2H2O. GeO2 – белые |
|переходит из жидкого в твердое состояние не |кристаллы, заметно раств в Н2О, р-р проводит |
|скачком, а загустевает по мере остывания |эл. ток. Может быть получен нагреванием Г. в |
|постепенно вплоть до полного затвердевания. |О2 или действием конц. азотн кисл. GeO2 – |
|Стекло — аморфное вещество. Аморфные вещества|амфотерное соед с сильно преоблад кислотными |
|отличаются от кристаллических тем, что атомы |св-вами, легко раств в щелочах. 2) Sn |
|в них не образуют кристаллической решетки. |(0,04%), встречается в идее оловянного камня |
|Однако известная упорядоченность расположения|SnO2, из кот. получ путем восстановления |
|атомов существует и в стеклах. Для плавленого|углем. Sn – серебристо-белый мягкий Ме, легко|
|кварца и силикатных стекол остаются в силе |прокатываемо. Видоизм. – серое олово, |
|общие законы кристаллохимии силикатов; каждый|кристаллиз в кубической сис-ме и имеет |
|атом кремния в них тетраэдрически окружен |меньшую плотность чем бело (тетрагональная |
|четырьмя атомами кислорода, но эти тетраэдры |сис-ма). Белое О уст-во при т>14, серое – |
|сочетаются друг с другом беспорядочно, |ниже. На воздухе О при т.комн не окисляется,|
|образуя непрерывную пространственную сетку, в|но нагретое выше т пл (231,9) постепенно |
|пустотах которой тоже беспорядочно |превращается в SnO2. Н2О на О. не действейт. |
|располагаются ионы Ме (рис). Благодаря этому |Разб HCl, H2SO4 действуют медленно из-за |
|один «микроучасток» стекольной массы отличен |большого перенапряжения выделения Н2 на О. |
|по атомному строению от другого, |Конц р-ры этих к-т, особенно при нагрев, |
|соседствующего с ним. Этим и объясняется |р-ряют О. С HNO3О взаимод тем интенс, чем |
|отсутствие у стекла постоянной точки |выше концентрация. В разб обр-ся раств нитрат|
|плавления, постепенность перехода его из |О: 4Sn+10HNO3=4Sn(NO3)2+NH4OH+3H2O, в конц – |
|твердого в жидкое состояние и обратно. Как |соед О (IV), гл. обр нер-римая (-оловянная |
|материал стекло широко используется в |к-та H2SnO3 и Ох азота (4) и Н2О.SnO – |
|различии областях народного хозяйства, В |темно-бурый порошок, образующ при разложении |
|соответствии с назначением известны |Sn(OH)2 в атм СО2. Sn(OH)2- белый осадок при|
|разнообразные виды стекла: оконное посудное, |действии щелочей на соли олова (2) – |
|тарное, химико-лабораторное, термическое, |амфотерное соед, легко раств в кислотах и |
|жаростойкое, строительное, оптическое, |щелочах, в посл. случ с образ |
|электровакуумное и многочисленные другие вид |гидроксостаннитов. 3) (С)винец (0,0016%), |
|стекла технического. В пределах каждого вид |руда: свинцовый блеск PbS. С – |
|стекла имеются самые разнообразные его сорта.|голубовато-желтый тяжелый Ме. Мягок, режется |
|Керамика – материалы и изд, изгот из |ножом. Исп д/изгот оболочек кабеля и пластин |
|огнеупорных вещ-в, напр из глины, карбидов и |аккумулятора. Входит в сос-в многих сплавов. |
|окс нек Ме. Различ строит(кирпич, черепица, |На возд. С покрывается тонким слоем Ох, |
|трубы, облиц плиты), огнеуп(д/обкладки |защищ. его от дальнейшего окисления. Н2О сама|
|печей), хим. стройк (хим пром), бытов |на С не действ, но в прис воздуха С постеп |
|(фаянсовые и фарфоровые) и технич(изоляторы, |разр Н2О с обр-нием гидрОха свинца. При |
|конденсаторы, авто и авиа зажиг свечи, |сопрокосн с жесткой Н2О С покрывается |
|тиглей) керамику. Процесс изготоыл: пригот |защитной пленкой (сульфата и осн карбоната), |
|керам массы, формиров, сушка, обжиг. Обжиг |препятст дальнейшему разложению. Разб HCl и |
|глины: 3[Al2O3(2SiO2(2H2O]=3Al2O3(2SiO2+ |H2SO4 не действ. на С. В конц H2SO4 С интенс|
|4SiO2+6H2O. Нек. керамич изд покрывают |раств-ся с обр-нием р-римой соли Pb(HSO4)2. В|
|глазурью – тонкий слой стекловидного |азотной к-те С рас-ся легко, причм в неконц |
|материала, кот делает керамику водонепрониц, |быстрее, чем в конц. В щелочах С р-ся с |
|предохр от загрязнений, защища от действ |небольш скоростью, интенсивнее идет рат-ние в|
|кислот щелочей |горячих разб. рас-рах, в рез обр |
| |гидроксоплюмбаты. (K4[Pb(OH)6]). Все раств |
| |соедин С ядовиты. Ох С(2) – желтый порошок, |
| |обр при нагр распл С на воздухе. После |
| |прокаливании при 500С стан красновато-желтым |
| |– глет. ГидрОх С (2) обр-ся при действии |
| |щел-чей на раст-мые соли С(2). Облад |
| |амфотерными св-вами. Двуокись с – темно-бурый|
| |порошок, обр при действии окисл на Ох или |
| |соли С (2). Амфотерный Ох с преоблад кисл |
| |св-в. |
|57. Применение С и его соед. С определяется |61. Германаты, станнаты, плюмбаты. Сульфиды |
|тем, что свыше 90 % всех первичных источников|германия, олова, свинца. Соли германиевой |
|потребляемой в мире энергии приходится на |к-ты – германаты обра-ся при дейст Германия |
|органическое топливо. Только около 10% |со щелочами в присутс Н2О2: |
|добываемого топлива используется в кач сырья |Ge+2NaOH+2H2O2(NaGeO3+3H2O. Соед Г (2) |
|для основного органического синтеза и |малоустойчивы. Характернее соед Ге +4. 2)_ |
|нефтехимического синтеза, для получения |(-оловянная к-та H2SnO3 может быть получена |
|пластичных масс и др. С - важнейший биогенный|действием водн р-ра аммиака на р-р хлорида О.|
|элемент, составляющий основу жизни на Земле, |Она легко рас-ся в щелочах, образуя соли – |
|структурная единица огромного числа |гидроксостаннаты.К-ты раст-ют (-олов к-ту с |
|органических соед, участвующих в построении |образованием солей олова (4). (-олов к-та |
|организмов и обеспечении их жизнедеятельности|получ дейтсв конц азотн к-ты на о. сос-в |
|(биополимеры, а также многочисленные |неопределен, как и со-в (-олов. Не рас-ся ни |
|низкомолекулярные биологически активные |ф к-тах ни в щелочах, но сплавлением со |
|вещества - витамины, гормоны, медиаторы и |щелочами можно перевести в р-р в виде |
|др.). Значительную часть необходимой |станната. При действии H2S на хлориды олова |
|организмам энергии образуется в клетках за |(2) получ бурый осадок сульфида Олова (2), из|
|счет окисления С. Возникновение жизни на |SnCl4 Хар-ны восстан св-ва. Получ SnS2. – |
|Земле рассматривается в современной науке как|сусальное золото. SnS2 раств в р-рах |
|сложный процесс эволюции С соед. |сульфидов ЩеМе и аммония, причем получ легко |
|58. Кремний. Общ характеристика, нахождение в|раств соли триоловянной к-ты H2SnS3 (свободн |
|природе. Получ, св-ва, применение. Si элемент|не и звестна). SnS не раств в сульфидах ЩеМе|
|(27,6%) на земле. Распр. соед Si – Ох Si SiO2|и аммония, но полисульфиды аммония и щелочных|
|и производные кремниевых кислот, наз. |Ме раств его с обр тристаннатов. 3) Плюмбиты |
|силикатами. Ох Si (IV) встречается в виде |получаются при сплавлении Pb(OH)2 c сухими |
|минерала кварца (кремнезем, кремень).Наиб |щелочами: Pb(OH)2+2NaOH(Na2PbO2+2H2O. PbS |
|простым и удобным лабораторным способом |обр-ся в идее черного осадка при действии Н2S|
|получения Si является восстановление Оха Si |на соли свинца (2), быстро темнееи, если в |
|SiO2 при высоких т Ме. Вследствие |воздухе есть даже незнач кол-во сероводорода.|
|устойчивости Оха Si для восстан прим такие |Восстан св-ва не хар-ны. Соли несущ-щей в |
|активные восстан, как Mg и Al: 3SiO2 + 4Al = |своб сос-нии свинц к-те H3PbO3 наз. |
|3Si + 2Al2O3. Спец легированный К. широко |плюмбатами. Напр при сплавл С с СаО обр-ся |
|применяется как материал для изготовления |плюмбат Са. Большинство плюмбатов нераств в |
|полупроводниковых приборов (транзисторы, |Н2О, раств-мы плюмбаты К и натрия |
|термисторы, силовые выпрямители тока, | |
|управляемые диоды — тиристоры; солнечные |62. Водородные соедин. Si, их получ и св-ва. |
|фотоэлементы, используемые в космических |Силициды Ме. С. по типу хим связи могут быть |
|кораблях, и т. д.), применяют в инфракрасной |подразделены на три основные группы: |
|оптике (см. также Кварц). К. придаёт сплавам|ионно-ковалентные, ковалентные и Меоподобные.|
|повышенную устойчивость к коррозии, улучшает |Ионно-ковалентные С. образуются щелочными (за|
|их литейные свойства и повышает механическую |исключением натрия и калия) и |
|прочность.К. идёт на синтез Siорганических |щёлочноземельными Ме, а также Ме подгрупп |
|соед и силицидов. К. образует тёмно-серые с |меди и цинка; ковалентные — бором, углеродом,|
|Меическим блеском кристаллы, имеющие |азотом, кислородом, фосфором, серой, их |
|кубическую гранецентрированную решётку типа |называют также боридами, карбидами, нитридами|
|алмаза с периодом а = 5,431Е, плотностью 2,33|кремния) и т. д.; Меоподобные — переходными |
|г/см3. К. хрупкий материал; заметная |Ме. Получают С. сплавлением или спеканием |
|пластическая деформация начинается при |порошкообразной смеси Si и соответствующего |
|температуре выше 800°С. |Меа: нагреванием окислов Ме с Si, SiC, SiO2 и|
|В соедх К. (аналогично Су) 4-валентен. |силикатами природными или синтетическими |
|Однако, в отличие от Са, К. наряду с |(иногда в смеси с углеродом); взаимодействием|
|координационым числом 4 проявляет |Меа со смесью SiCl4 и H2; электролизом |
|координационное число 6, что объясняется |расплавов, состоящих из K2SiF6 и окисла |
|большим объёмом его атома (примером таких |соответствующего Меа. Ковалентные и |
|соед являются кремнефториды, содержащие |Меоподобные С. тугоплавки, стойки к |
|группу [SiF6]2-). |окислению, действию минеральных кислот и |
|Химическая связь атома К. с другими атомами |различных агрессивных газов. С. используются |
|осуществляется обычно за счёт гибридных |в составе жаропрочных Меокерамических |
|sp3-орбиталей, но возможно также вовлечение |композиционных материалов для авиационной и |
|двух из его пяти (вакантных) 3d-орбиталей, |ракетной техники. Силаны (от лат. Silicium — |
|обладая малой величиной |кремний), соед кремния с водородом общей |
|электроотрицательности, равной 1,8 (против |формулы SinH2n+2. Получены силаны вплоть до |
|2,5 у Са; 3,0 у азота и т. д.), К. в соедх с |октасилана Si8H18. При комнатной температуре |
|неМе электроположителен, и эти соед носят |первые два К. — моносилан SiH4 и дисилан |
|полярный характер. В присутст щелочи |Si2H6 — газообразны, остальные — летучие |
|(катализ) Si вытесняет Н2 из Н2О. К-тф, кроме|жидкости. Все К. имеют неприятный запах, |
|смеси фтороводородной и азотной, не действ на|ядовиты. К. гораздо менее устойчивы, чем |
|Si, но щелочи .нергично р-руют с ним, выделяя|алканы, на воздухе самовоспламеняются, |
|Н2 и образуя H2SiO3 |например 2Si2H6+7O2=4SiO2+6H2O. Н2О |
| |разлагаются: Si3H8+6H2O=3SiO2+10H2. В природе|
| |К. не встречаются. В лаборатории действием |
| |разбавленных кислот на силицид магния |
| |получают смесь различных К., её сильно |
| |охлаждают и разделяют (путём дробной |
| |перегонки при полном отсутствии воздуха). |
|63. Электролиз расплавов солей и гидрОх-в |67. Соли щелочных Ме |
|щеме. Процесс на катоде при эл-зе щеме: Меn+|Во всех своих соедх щелочные Меы существуют в|
|не восстан, 2Н2О+2е(Н2+2ОН-. Проц на аноде |виде однозарядных катионов. Это относиться |
|зависит от природы анода: если анод инертный|как к бинарным соедм – галогенидам, |
|(уоль, графит, Рt, Au), то при электр рас-в |халькогенидам, нитридам, карбидам, так и к |
|щелочей идет окисл гидрОх-ионов. 4ОН-- |солям со сложными многоатомными анионами. |
|4е(O2+2H2O, при электролизе бескислородных |Электростатические взаимодействия в ионных |
|солей ЩеМе идет оксил аниона (кроме фторида) |кристаллических решетках, содержащих |
|Асm- - me(Ac0. Если анод раств идет окисление|однозарядные катионы, не очень велики, и |
|Ме анода: Me0-ne(Men+. |энергии гидратации ионов оказываются вполне |
|64. Вследствие легкой оксисляемости в природ |соизмеримы с ними. Поэтому, за редкими |
|встреч исключ в виде соед. Na и К-распр |исключениями, соли щелочных Ме хорошо |
|эл-ты. Оба эл-та входят в сос-в горн попрод |р-ряются в воде. Хуже других р-римы фториды, |
|силикатного типа. Ли, Рб и Цз распростра |карбонат и фосфат лития и перхлораты калия, |
|меньше, все известные изотопы Фр |рубидия и цезия. |
|радиоактивны. Важнейшие минералы натрия: NaCl|При сильном нагревании солей, особенно при |
|(каменная соль, галит), Na2SO4(10H2O |внесении их в пламя горящего водорода или |
|(мирабилит, глауберова соль), Na3AlF6 |бытового газа, происходит ряд процессов |
|(криолит), Na2B4O7(10H2O (бура) и др. В |приводящих к появлению характерной окраски |
|сочетании с другими элементами он входит в |пламени. |
|состав многих природных силикатов и |Соли щелочных Ме находят самое широкое |
|алюмосиликатов. Огромное кол-во солей натрия |применение как в лабораторной практике, так и|
|находится в гидросфере. Абсолютное содержание|в различных областях пром и медицины. |
|натрия в морской воде около 1,5(1016m. |Особенно широко используются карбонат и |
|Na получают в больших количествах |гидрокарбонат натрия, известные под общим |
|электролизом расплава NaCl с добавками CaCl2,|названием сода. В технике и в быту различают |
|KCl и другими для понижения температуры |кристаллическую соду Na2CO3(10H2O, |
|плавления. |кальцинированную соду – безводный карбонат |
|Литий получают электролизом расплава |Na2CO3 и питьевую соду – NaHCO3. Кроме того, |
|эвтектической смеси LiCl – KCl. Его хранят |следует упомянуть, что термин каустическая |
|под слоем вазелина или парафина в запаянных |сода или каустик используется в технике для |
|сосудах. В технике калий получают |обозначения NaOH. |
|натриетермическим методом из расплавленного |Основные потребители соды – стекольное, |
|гидрОха или хлорида, рубидий и цезий – |мыловаренное, бумажное, текстильное |
|методами Меотермии и термическим разложением |производство. Сода служит исходным продуктом |
|соед. ЩеМе хар-ся незнач. твердостью, малой |для получения других солей натрия. Питьевая |
|плотнойстью и низкими т пл и кпи. |сода широко применяется в медицине. В |
|Величина |лабораторной практике сода используется для |
|Li |нейтрализации кислот при несчастных случаях. |
|Na |68. ЩеМе одни из наиб акт эл-ты в хим отнош.|
|K |Их активность обусл низкими знач энергии |
|Rb |ионизации – легкостью отдачи ими валентых |
|Cs |эл-нов. Хим акт возраст от Ли к Цз. Все ЩеМе |
|Rb |энергично соедин с О2. Рб и Цз |
| |самовоспламен-ся, остальн. загораются при |
|Плотность, г/см3 |несильном нагревании. Энергично взаимод-уют с|
|0,53 |Г-нами, ос. с Ф и Хл. Вытесн Н2 из Н2О с |
|0,97 |обр-нием щелочей. ЩеМе – энерг. восстанов. |
|0,85 |Гидриды ЩеМе имеют ионное строение: Ме- |
|1,5 |катион, Н – анион. Большинство солей щеМе хор|
|1,9 |рас-мы в Н2О. |
|2.1-2.4 | |
| | |
|Т. пл., (C | |
|179 | |
|98 | |
|63 | |
|39 | |
|29 | |
|Ок20 | |
| | |
|Т. кип., (C | |
|1350 | |
|883 | |
|776 | |
|705 | |
|690 | |
|620 | |
| | |
|Содер в земной rоре, % (масс) | |
|2 | |
|2 | |
|2 | |
| | |
|4(10-3 | |
| | |
|9(10-5 | |
| | |
| | |
|65. Щелочные Меы непосредственно |69. Особенности элементов первой группы в |
|взаимодействуют с водородом, образуя гидриды |образовании соед с кислородом заключаются в |
|MH. Наиб характерна эта реак для лития: 2Li +|том, что относительно большие однозарядные |
|H2 = 2LiH В отличие от соед с p-элементами, в|ионы обладают малым поляризующим действием и |
|которых водород находится в положительной |не дестабилизируют молекулярные ионы |
|степени окисления, в гидридах щелочных Ме он |кислорода. При горении в кислороде получаются|
|присутствует в степени окисления –1, образуя|Ох лития, перОх натрия и суперОх-ы остальных |
|гидридный анион H. В отсутствие Н2О гидрид |Ме: |
|лития не реагирует с кислородом и галогенами,|2Li + 1/2O2 = Li2O 2Na + O2 = |
|но Н2О немедленно его разлагает: LiH + H2O = |Na2O2 K + O2 = KO2 |
|LiOH + H2( В этой реакции протон выступает в |ПерОх лития может быть получен косвенным |
|роли окислителя, а гидридный анион – |путем. |
|восстановителя: H+ + H- = H2 Гидриды |Ох-ы получают из продуктов сгорания, нагревая|
|остальных щелочных Ме менее устойчивы и более|их с соответствующим Меом: |
|реакционноспособны. Их свойства определяются |Na2O2 + 2Na = 2Na2O2 KO2 + 3K|
|свойствами гидридного аниона, т.е. они |= 2K2O |
|являются сильными восстановителями |При взаимодействии калия, рубидия и цезия с |
|66. Несмотря на то, что щеМеы во всех своих |озоном образуются озониды: |
|соедх находятся в единственной степени |K + O2 = KO3 |
|окисления +1, каждый из них образует |Большинство соед с кислородом окрашено. Ох-ы |
|несколько бинарных соед с кислородом. Кроме |лития и натрия бесцветны, но уже Na2O2 имеет |
|нормальных Ох-в существуют перОх-ы, суперОх-ы|светло-желтую окраску, KO2 – оранжевого, RbO2|
|и озониды щелочных Ме. Образование таких соед|– темно-коричневого цвета. |
|обусловлено в большей мере свойствами |Естественно, что нормальные Ох-ы щелочных Ме |
|кислорода, чем свойствам щелочных Ме. |практически не проявляют ни окислительных, ни|
|Особенности элементов первой группы в |восстановительных свойств, тогда как |
|образовании соед с кислородом заключаются в |остальные соед являются сильными |
|том, что относительно большие однозарядные |окислителями. Большая часть органических |
|ионы обладают малым поляризующим действием и |веществ (эфир, уксусная кислота, древесные |
|не дестабилизируют молекулярные ионы |опилки, хлопок) реагируют с Na2O2 или KO2 со |
|кислорода. При горении в кислороде получаются|вспышкой или со взрывом. |
|Ох лития, перОх натрия и суперОх-ы остальных |ПерОх натрия получают в пром в больших |
|Ме: 2Li + 1/2O2 = Li2O 2Na + O2 = |количествах путем сжигания Меического натрия |
|Na2O2 K + O2 = KO2 ПерОх |в токе воздуха. При взаимодействии его с Н2О |
|лития может быть получен косвенным путем. |идет реак гидролиза: |
|Ох-ы получают из продуктов сгорания, нагревая|O22- + H2O = OH- + HO2- |
|их с соответствующим Меом: Na2O2 + 2Na = |Водные р-ры перОха натрия – достаточно |
|2Na2O2 KO2 + 3K = 2K2O При |сильные окислители и широко используются для |
|взаимодействии калия, рубидия и цезия с |отбеливания органических средств – древесной |
|озоном образуются озониды: K + O2 = KO3 |массы, тканей, меха. |
|Большинство соед с кислородом окрашено. Ох-ы |Смесь перОха натрия с суперОха калия |
|лития и натрия бесцветны, но уже Na2O2 имеет |применяется в изолирующих дыхательных |
|светло-желтую окраску, KO2 – оранжевого, RbO2|аппаратах, так как в этом случае число молей |
|– темно-коричневого цвета. Естественно, что |выделившегося кислорода может быть равно |
|нормальные Ох-ы щелочных Ме практически не |числу молей поглощенного CO2: |
|проявляют ни окислительных, ни |Na2O2 + CO2 = Na2CO3 + 1/2O2 |
|восстановительных свойств, тогда как |2KO2 + CO2 = K2CO3 + 3/2O2 |
|остальные соед являются сильными |При соотношении Na2O2 : KO2 = 1 : 2 |
|окислителями. Большая часть органических |поглощение CO2 происходит без изменения |
|веществ (эфир, уксусная кислота, древесные |общего давления. |
|опилки, хлопок) реагируют с Na2O2 или KO2 со | |
|вспышкой или со взрывом. ГидрОх-ы Все | |
|бинарные соед элементов I группы с кислородом| |
|реагируют с Н2О, образуя гидрОх-ы. Например: | |
|Li2O + H2O = 2LiOH, Na2O2 + 2H2O = | |
|2NaOH + H2O, 2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2( | |
|ГидрОх-ы щелочных Ме, называемые щелочами, в | |
|воде хорошо р-римы и практически полностью | |
|диссоциированы: NaOH ( кр) = Na+ (p-p) + OH- | |
|(p-p) В чистом виде это твердые бесцветные | |
|вещества, плавящиеся без разложения при ( | |
|300 – 500 (C. Только гидрОх лития при | |
|нагревании выше Тпл = 445 (C теряет воду: | |
|2LiOH = Li2O + H2O Твердые гидрОх-ы и их | |
|конц р-ры сильно гигроскопичны, они жадно | |
|поглощают влагу и используются для осушения | |
|газов, не обладающих кислотными свойствами, в| |
|частности аммиака. Уже при обычных условиях | |
|твердые щелочи легко реагируют с «кислотами» | |
|газами – CO2, SO2, NO2, галогенами, галогено-| |
|и ХГНами. Поэтому щелочи широко используются| |
|для поглощения таких газов и очистки от них | |
|О2, N2, H2. В силу этих причин как твердые | |
|щелочи, так и их р-ры следует хранить в | |
|плотно закрытой посуде. Наиб прим находит | |
|NaOH – едкий натр, который в громадных | |
|количествах получают в пром электролизом р-ра| |
|хлорида натрия. Он широко применяется при | |
|производстве целлюлозы, искусственного шелка,| |
|при рафинировании жидких растительных масел и| |
|нефти, в мыловаренной пром, при синтезе | |
|красителей и в других химических | |
|производствах. | |
|70. Li Li – s-элемент 1s22s1. У лития, |73. Впервые Меы I группы (Na и K) были |
|имеющего только один валентный электрон и |получены английским химиком Х. Дэви в 1807г. |
|большой атомный радиус, энергия ионизации |электролизом щелочей, откуда и возникло их |
|значительно меньше, чем у бериллия (5,39эв |групповое название – щелочные Меы. В чистом |
|против 9,32эв у Be). Это типичный Ме элемент,|виде элементы I группы – легкие, мягкие, |
|щелочной Ме. Однако от остальных щелочных Ме |блестящие Меы, быстро тускнеющие на воздухе |
|Li отличает небольшой размер атома и иона; Li|из-за окисления кислородом и реакции с Н2О. |
|по свойствам напоминает также магний. Для |Величина |
|лития наиб характерно образование ионной |Li |
|связи. Поэтому координационное число Li в |Na |
|соедх в отличие от остальных элементов |K |
|второго периода больше 4. Вместе с тем |Rb |
|вследствие небольшого размера ион лития |Cs |
|характеризуется высокой энергией сольватации,|Fr |
|а в Liорганических соедх Li образует | |
|ковалентную связь. Li достаточно широко |Энергия ионизации атомов I1, |
|распространен в земной коре (0,002ат.%). |Эв (кДж/моль) |
|Природный Li состоит из двух стабильных |5,4 |
|изотопов: 6Li (7,3%) и 7Li (92,7%). |(520) |
|Искусственно получены радиоактивные изотопы. |5,1 |
|Наибольшую ценность имеют минералы сподумен |(492) |
|LiAl(SiO3)2, амблигонит LiAl(PO4)F и |4,3 |
|лепидолит Li2Al2(SiO3)3(F, OH)2. Li – |(415) |
|единственный элемент, реагирующий при обычных|4,2 |
|условиях с азотом. Поскольку при контакте с |(405) |
|воздухом одновременно протекают реакции с |3,9 |
|кислородом и влагой, лития, как и другие |(386) |
|щелочные Меы, можно хранить только без |…… |
|доступа воздуха. При горении лития на воздухе| |
|одновременно образуются и Ох, и нитрид: 2Li |Сродство атомов к электрону, |
|(кр) + 1/2O2 (г) = Li2O (кр), |Эв (кДж/моль) |
|(H( = -598кДж; 3Li (кр) + 1/2N2 (г) = Li3N |0,6 |
|(кр), (H( = -164кДж. При |(57) |
|небольшом нагревании Li реагирует с |0,3 |
|водородом, углеродом, фосфором и другими |(29) |
|элементами, образуя многочисленные бинарные |0,5 |
|соед, в кристаллах которых он присутствует в |(48) |
|виде однозарядного криптона. При реакх с |0,4 |
|органическими галогенами образуются |(39) |
|Liорганические соед. C2H5Cl + 2Li = C2H5Li + |0,4 |
|LiCl. Это чрезвычайно реакционно-способные |(39) |
|вещества, загорающиеся при контакте с влажным| |
|воздухом. Их хорошая р-римость в неполярных | |
|р-рителях указывает на ковалентный характер |Электроотрицательность |
|связи лития с органическим радикалом. Часто |1,0 |
|эти соед образуют полимеры, в которых |1,0 |
|координационное число лития достигает |0,9 |
|четырех. Li используется в специальных |0.9 |
|легких сплавах, Liорганические производные |0,9 |
|широко применяются при синтезе различных | |
|классов органических соед. В виде простого | |
|вещества Li – мягкий серебристо-белый Ме (т. |Энтальпия атомизации, кДж/моль |
|пл. 179.(C, т. кип. 1370(C). Из Ме он самый |159 |
|легкий (пл. 0,534 г/см3). Li высоко химически|107 |
|активен. С кислородом и азотом |89 |
|взаимодействует уже при обычных условиях, |81 |
|поэтому на воздухе тотчас окисляется, образуя|77 |
|темно-серый налет продуктов взаимодействия | |
|(Li2O, Li3N). При температуре выше 200(C | |
|загорается. В атмосфере фтора и хлора, а так |Температура плавления, (C |
|же в парах брома и йода самовоспламеняется |180 |
|при обычных условиях. При нагревании |98 |
|непосредственно соединяется с серой, углем, |64 |
|водородом и другими неМе. Будучи накален, |39 |
|горит в CO2. С Ме Li образует интерМе соед. С|29 |
|магнием, Al, цинком и с некоторыми другими | |
|Ме, кроме того, образует ограниченные твердые| |
|р-ры. Заметно отличается атомным радиусом от |Температура кипения, (C |
|остальных щелочных Ме, дает с ними |1340 |
|эвтектические смеси. Li придает сплавам ряд |886 |
|ценных физико-химических свойств. Например, у|761 |
|сплавов Al с содержанием до одного процента |690 |
|лития повышается механическая прочность и |672 |
|коррозионная стойкость, введение двух | |
|процентов лития в техническую медь | |
|значительно увеличивает ее электропроводность|Ме радиус |
|и т.д. Li по хим активности уступает |Атома, нм |
|некоторым Ме, хотя значение его стандартного | |
|электродного потенциала наиб отрицательное |0,155 |
|(E(298= (3,01 в). Это обусловлено большой | |
|энергией гидратации иона Li+, что |0,189 |
|обеспечивает смещение равновесия Li(т) ( |0,236 |
|Li+(p) + e- в сторону ионизации Меа в |0,248 |
|значительно большей степени, чем это имеет |0,268 |
|место у остальных щелочных Ме. Для слабо |0,28 |
|сольватирующих р-рителей (например, в | |
|расплавах солей) значение его электродного | |
|потенциала соответствует его еньшей хим |74. Общ хар-ка ЩеЗеМе, нахожд. в природе, |
|активности в ряду щелочных Ме. Li энергично |получ. К щеземе отн. Са Sr и Ва. При |
|разл воду, выделяя из нее H2; еще легче |сжигании щеземе всегда полу Ох. ПерОх-ы |
|взаимод кислотами. Важнейшей областью прим |гораздо менее стойки, чем перОх-ы щеме. Окс |
|лития, как источника трития является атомная |Са, Sr, Ba соед с Н2О обр-я Гидрокс. Щеземе |
|энергия. Li, кроме того, используется в кач |соедин с Н2 обр-я гидриды. Соедин с N2, обр-я|
|теплоносителя в атомных реакторах. |нитриды. СО +2. Са (3%): известняк ,мел, |
| |мрамор, - разновидн СаСО3. Гипс СaSO4(2H2O, |
| |фосфориты и силикаты. Ме Са получ |
| |электролитич способом (электролиз расплава |
| |СаХл2), алюминотермическим методом, |
| |термиеской диссоциация СаС2. Sr (0,04%) |
| |–целестин SrSO4, стронцианит SrCO3. Ва |
| |(0,05%)-барит ВаЭсО4, витерит ВаСО3. |
|71. ГидрОх-ы ЩеМе. Их получ и св-ва. Все |75. Закономерности изменения св-в Ме и их |
|бинарные соед элементов I группы с кислородом|соедин в ряду Be-Ra Первые 2 Ме (Ве и Мг) |
|реагируют с Н2О, образуя гидрОх-ы. Например: |отлич от ост. 4-х эл-тов. Ве схож с Ал. Все |
|Li2O + H2O = 2LiOH, Na2O2 + 2H2O = |изотопы Ра – радиоактивны. Бе и Иг взаимод с |
|2NaOH + H2O, 2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2( |Н2О оч. медленно, т. к. обр при этом гидрОх-ы|
|ГидрОх-ы щелочных Ме, называемые щелочами, в |малориств в Н2О: покрывая поверхн Ме они затр|
|воде хорошо р-римы и практически полностью |реакцию. Ост. реаг с Н2о энергичнее. В наружн|
|диссоциированы: NaOH ( кр) = Na+ (p-p) + OH- |е слое эл-ты имеют 2 е, а во 2-м снаружи у Бе|
|(p-p) В чистом виде это твердые бесцветные |– 2, у остальных – 8. Химич. активн этих ме |
|вещества, плавящиеся без разложения при ( |не намного < чем у щеме. . Be(OH)2 – |
|300 – 500 (C. Только гидрОх лития при |амфотерное основание, Mg(OH)2 – основание |
|нагревании выше Тпл = 445 (C теряет воду: |средней F, Ca(OH)2 – сильное основание, |
|2LiOH = Li2O + H2O Твердые гидрОх-ы и их |Sr(OH)2 и Ba(OH)2 – основания, сильнее, чем |
|концентрированные р-ры сильно гигроскопичны, |Са(ОН)2. Ох-ы этих Ме довольно огнестойки. |
|они жадно поглощают влагу и используются для |Стойкость к повыш т ослабевает от Ве к Ра. |
|осушения газов, не обладающих кислотными |Многие соли щеземе малораств в Н2О |
|свойствами, в частности аммиака. Уже при |(карбонаты, сульфаты, фосфаты и др). |
|обычных условиях твердые щелочи легко |Большинство солей Be, в т. ч. сульфат хорошо |
|реагируют с «кислотами» газами – CO2, SO2, |раст-мы в Н2О. В Н2О – рас-рах ионы Ве2+ |
|NO2, галогенами, галогено- и |полверг. гидролизу, из-за чего р-ры солей Ве |
|халькогеноводородами. Поэтому щелочи широко |имеют кислую реакц. Большинство солей |
|используются для поглощения таких газов и |магния хорошо р-римо в воде |
|очистки от них кислорода, водорода, азота. В |76. Al(OH)3 представляет собой объемистый |
|силу этих причин как твердые щелочи, так и их|студенистый осадок белого цвета, практически |
|р-ры следует хранить в плотно закрытой |нер-римый в воде, но легко р-ряющийся в |
|посуде. Наибольшее применение находит NaOH – |кислотах и сильных щелочах. Он имеет, |
|едкий натр, который в громадных количествах |следовательно, амфотерный характер. Однако и |
|получают в пром электролизом р-ра хлорида |основные и особенно кислотные его свойства |
|натрия. Он широко применяется при |выражены довольно слабо. В избытке NH4OH |
|производстве целлюлозы, искусственного шелка,|Al(OH)3 нер-рим. Одна из форм |
|при рафинировании жидких растительных масел и|дегидратированного гидрОха - алюмогель |
|нефти, в мыловаренной пром, при синтезе |используется в технике в кач адсорбента. |
|красителей и в других химических |При взаимодействии с сильными щелочами |
|производствах. |образуются соответствующие алюминаты: NaOH + |
|72. Применение ЩеМе. Ли прим-ся в ядерной |Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] С кислотами Al(OH)3 |
|энергетике, 6Li – источник д/пр-ва трития, |образует соли. Ох Al представляет собой |
|7Li – теплоноситель в урановых реакторах. |белую, очень тугоплавкую (т. пл. 2050оС) и |
|Прим. в Ме д/удаления следов Н2, N2, О2, S. |нер-римую в воде массу. Природный Al2O3 |
|LiF, LiCl вх. в сос-в флюсов, исп при плавке |(минерал корунд), а также полученный |
|Ме и сварки Мг и Ал. Ли и его соеди – топливо|искусственно и затем сильно прокаленный |
|д/ракет. LiOH – сос-в электролит щелочн |отличается большой твердостью и нер-римостью |
|аккумул. Цз ИРб – изгот фотоэл-тов. Na: |в кислотах. В р-римое состояние Al2O3 (т. н. |
|атомная энергетика, Ме-гия, пром органич |глинозем) можно перевести сплавлением со |
|синтеза, содержится в рганизме в виде раств |щелочами. |
|солей. К: калийные удобрения, в организме | |
|внутри клеток. | |
| | |
| | |
| | |
| | |
| | |
|77. Особенности Be и его соед в ряду щеземе. |85. Бориды, их получ. и св-ва. Бороводороды, |
|Токсичность соед Be. 2-й снаружи е-слой атома|их получ. строение и св-ва. Бориды обр-ся |
|Be построен иначе, нежели у Vg и щеземе, |при высок т, при соед В с Ме. Многие бориды |
|поэтому Rатома