Шпаргалка по химии (стр. 1 из 12)

01. Энтальпия и т.д 1. Н₂ в природе. Изотопы Н₂: протий, дейтерий, тритий. 2. Хим. св-ва Н₂3. Гидриды Ме и Нем, их св-во и получ. 4. Получение и прим. Н₂5. О₂. Общ хар-ка 6. Нахожд. О₂ в природе. 7. Получ. О₂8. Строение молекулы О₂9. Св-ва О₂10. 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, I_2.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 H₂SO₄с 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. ΔU=U_кон-U_нач dU Энтальпия характеризует запас энергии системы при р=const она числено равна: H=U+pV ΔH=ΔU+pΔV dH ΔH=H_кон-H_нач 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. DG=DH-TDS. S = Q_{обр(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 - b-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 получ. 52. SiO₂, строен и св-ва. Кварцевое стекло. 53. С. Общ хар-ка, нахожд в прир. Аллотрпия. 54. Общ хар-ка эл-тов IVA гр. СО эл-тов и типы их соедин 55. Карбиды, их получ и св-ва 56. Стекло и керамика 57. Применен С и его соедин 58-59. Si. Общ хар-ка, нахожд в прир. Получ, св-ва и прим Si. 60. Ge, Sn, Pb. Хаар-р измен. строен и св-в прост выщ-в. Ох и гидрОх Ge, Sn, Pb. 61. Германаты,станнаты и плюмбаты (2,4). Сульфиды Ge, Sn, Pb. 62. Н₂ – соедин Si, их получ и св-ва. Силициды Ме. 63. Электролиз расплавово солей и гидрокс ЩеМе 64. Общ хар-ка Ia гр, нахожд в прир, получ. 65. Гидриды щеме, их строен и св-ва 66. Гидриды, Ох и гидрокс щеме, нахожд в прир и получ. 67. Общ хар-ка солей щеме. 68. Хим св-ва и сравнен хим акт щеме 69. Окси и перокс щеме, хим связь в этих соедин и св-ва 70. Хим св-ва и активн Li 71. Гидрокс щеме, их получ и св-ва 72. Примен щеме 73. Строен атомов, закономерн измен Rатом, сродство к е и электроотр в ряду Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. 74. Общ хар-ка щеземе, нахожд в прир, получ. 75. Законом. измен св-в Ме и их соедин в ряду Be-Ra 76. Ох, оксогидроксид Ал, их строен, получ и св-ва 77. Особенности Ве и его соедин в ряду щеземе. Токсичность Соедин Ве. 78. Mg, его хим св-ва, раств. солей Mg. 79-80. Хаар-р измен кислотно-осн. св-в однотипн соедин в ряду Be-Ra 81. Амфотерность Be(ОН)₃ 82. Общая хар-ка солей щеземе, гидролиз солей Ве и магния. 83. B₂O₃ и Н₃ВО₃, строение и св-ва 84. Галогениды бора, тетрафторбораты Ме. 85. Бориды, их получ и св-ва. Бороводороды, тх получ. строен. и св-ва. 86. Борогидриды Ме. 87. Прменен. соедин В. 88. Общ хар-ка солей Al, их раств, гидролиз. 89. Квасцы. 90. Общ хар-ка эл-тов IIIa гр. Хаар-ные СО и типы соедин. 91. Нитрид бора, строение и св-ва 92. Гидриды Al, алюмогидриды Ме. 93. Ga, In, Tl, общая хар-ка, нахожд в прир, св-ва и примен 94. Al. Общ хар-ка, нахожд в прир, св-ва и 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.	3. В тех случаях, когда водород выступает в кач окислителя, он ведет себя как галоген, образуя аналогичные галидам гидриды. Однако образование иона H- из молекулы H2 - процесс эндотермический (энтальпия образования H- составляет +150,5 кДж/моль). Поэтому по окислительной активности водород существенно уступает галогенам. По этой же причине ясно выраженный ионный характер проявляют лишь гидриды наиб активных Ме - щелочных и щелочноземельных, например KH и CaH2. К ковалентным отн гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неМеических элементов. К ковалентным отн, например, гидриды состава SiH4 и BH3. По хим природе гидриды неМе являются кислотными соедми. Различие в хим природе гидридов можно легко установить по их поведению при гидролизе. Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода. Реак протекает по окислительно-восстановительному механизму. Отрицательно поляризованный атом H(-1) в гидриде и положительно поляризованный атом H(+1) в воде переходят в состояние с нулевой СО: KH + HOH = KOH + H2; -----------SiH4 + 3HOH = H2SiO3 + 4H2 За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо. При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные - кислоту. В кач амфотерного соед можно рассматривать гидрид Al AlH3, который в зависимости от партнера по реакции может выступать и как донор электронных пар (основное соед), и как акцептор (кислотное соед): AlH3 (основный) + 3BH3 = Al(BH4)3 KH + AlH3(кислотный) = K[AlH4] Стандартный потенциал системы 1/2H2/H- равен -2,23 В. Следовательно, ион H- - один из самых сильных восстановителей. Поэтому ионные, а также комплексные гидриды - сильные восстан-ли. Они находят широкое применение для проведения различных синтезов, для получения водорода и в химическом анализе. Гидрид кальция CaH2 применяется, кроме того, в кач осушителя для удаления следов влаги. Меическими свойствами обладают водородные соед d- и f-элементов. Эти соед получаются в виде Меоподобных темных порошков или хрупкой массы, их электрическая проводимость и теплопроводность типичны для Ме. Это гидриды нестехиометрического состава. Идеализированный состав Меических гидридов чаще всего отвечает формулам MH (VH, NbH, TaH), MH2 (TiH2, ZrH2, HfH2, ScH2) и MH3 (UH3, PaH3). Ме гидриды используются как восстан-ли для получения покрытия из соответственного Меа, а также для получения Ме в виде порошков.
4. Получ Н₂ В пром Н₂ получают в основном из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива (водяного и паровоздушного газов) и коксового газа. В основе производства водорода лежат каталитические реакции взаимодействия с водяным паром (конверсии) соотвнтственно углеводородов (главным образом метана) и Оха (II) углерода, например: CH4 + H2O - 800oC- CO + 3H2 , CO + H2O - 600oC- CO2 + H2 , Водород получают также неполным окислением углеводородов, например: 2CH4 + O2 = 2CO + 4H2 В связи с уменьшением запасов углеводородного сырья большой интерес приобретает метод получения водорода восстановлением водяного пара раскаленным углем: C + H2O = CO + H2 При этом образуется генераторный газ. Затраты энергии на его получ можно скомпенсировать за счет реакции неполного окисления угля: 2C + O2 = 2CO При комбинировании этих двух процессов получается водяной газ, состоящий в основном из смеси H2 и CO. Из главных смесей с большим содержанием водорода его выделяют глубоким охлаждением смеси. Водород производят также электролизом Н2О. В лабораторных условиях водород получают взаимодействием цинка с соляной или серной кислотой. Водород широко используется в хим пром для синтеза. В смеси с CO (в виде водяного газа) применяется как топливо. Жидкий водород - одно из наиб эффективных реактивных топлив. В атомной энергетике для осуществления ядерных реакций большое значение имеют изотопы водорода - тритий и дейтерий. 5. В 1777 году французский химик Антуан Лоран Лавуазье (1743–1794) объяснил процессы дыхания и горения и дал название кислороду – Oxygenium. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 16O – 99,76%, 17O – 0,04%, 18O – 0,2%. Кислород входит в состав ДНК и многих органических соед, белков. Содержится в мышечной ткани – 16%, костной ткани – 28,5% и крови человека (в человеческом организме массой 70 кг в среднем содержится 43 кг кислорода). Магнитные свойства кислорода указывают на наличие в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Эти электроны размещаются на разрыхляющихся молекулярных p-обриталях. Это делает эго молекулу бирадикалом. Энергия атомнизации кислорода намного меньше, чем у азота. Это одна из причин большой реакционной способности кислорода. 6. Кислород занимает первое место по распространенности в земной коре – 47,4% (по другим данным 49,13%). А атмосфере состоит из кислорода на – 20,9476%, это около 1015 тонн. В морской воде в связанном и р-ренном виде 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.	10. Озон представляет собой газ светло-синего цвета, с характерным резким запахом, р-римый в воде. Жидкий озон имеет темно-фиолетовый цвет, а твердый сине-черный. Интенсивность цвета жидкого озона настолько велика, что даже через очень тонкий слой жидкости не видно нити горящей электрической лампочки. Интенсивность цвета связана с большей поляризуемостью молекул по сравнению с кислородом. Жидкий озон, запаянный в трубку можно хранить вплоть до критической температуры –12° С. Озон при концентрации в воздухе более 9% взрывоопасен, еще опаснее твердый и жидкий озон. Хранение жидкого озона производят в р-ре в четыреххлористого углерода или фреонов при низких температурах. Температура плавления tпл=-192,5° С [14]; Теплота кипения D Hкип=15193 Дж/моль [14]; Озон является сильнейшим окислителем, окисляет даже золото и платину, и уступает только фтору и фториду кислорода. Действующее начало озона, атомарный кислород: 2KI + O3 + H2O - I2 + 2KOH + O2. Индикатором на озон служит бумага, пропитанная р-ром иодида калия и крахмала, которая синеет в его присутствии. Черный сульфид свинца переходит в белый сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O3 - PbSO4 + O2. При приливании к озону аммиака образуется белый дым нитрита аммония. Озон способен чернить серебро, переводя Ме в Ох. 2.Иногда молекула озона полностью вступает в реакцию: 3SO2 + O3 - 3SO3, Na2S + O3 - Na2SO3. 3.Со щелочами озон образует озониды, которые обычно окрашены в красный цвет: 4KOH + 4O3 - 4KO3 + O2 + 2H2O. 4.При озонировании непредельных углеводородов, образуюшиеся озониды разлагаясь под действием Н2О, образуют перекись водорода альдегид и кетон, зная их, можно легко идентифицировать и установить строение углеводорода. Получ озона. 1.Основным способом получения озона является пропускание тихого электрического разряда через кислород. Для получения более чистого озона смесь после этого рекомендуется охладить. 2.При медленном разложении фторида кислорода Н2О выделяется озон, кислород и фтороводород: 4OF2 + 4H2O - 2O3 + O2 + 8HF. Применение озона. Озон применяют для дезинфекции Н2О и в медицине, для отбеливания тканей и очистки некоторых соед, для идентификации соед. 11. Н₂О, распр. в природе. Значение Н₂О в биосфере. Н₂О – одно из самых распр. соедин на Земле. Основа гидросферы. В морях и океанах Н₂О»1,4×10¹⁸ т. В реках, озерах и водохранилищ сод-ся »2×10¹⁴т пресной воды. В виде ледников »2,4×10⁶т. В атмосфере Земли » 1,3×10¹³т. Входит в сос-в литосферы в виде мин, горн. пород, присутств в почв. Обяз. компонент биосферы, входит в сос-в ВСЕх жив. организмов.
7. Получ кислорода. 1.Термическое разложение кислородосодержащих солей: 2KClO3 (150° C, MnO2) -2KCl + 3O2, KClO4 (500° C) - KCl + 2O2, 2KNO3 (t) - 2KNO2 + O2, 2KMnO4 (200° C) -MnO2 + K2MnO4 + O2, 4KMnO4 (2000° C) - 4MnO4 + 2K2O + 3O2. 2.Разложение Ох-в: 2Ag2O (t) - 4Ag + O2, 2H2O2 (MnO2 или hv) - 2H2O + O2, 2BaO2 (500° C) - 2BaO + O2(метод Брина), 2H2O (NaOH, электролиз) - 2H2+ O2. 3.Из сжиженного воздуха. 8. Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1–2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность связи O–O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. Электронная структура. В электронной структуре молекулы кислорода не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород проявляет свойства, типичные для такого строения (например, взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком). 9. Газ О₂ при н.у бесцветный, безвкусный и без запаха. Единственный из извест парамагнитных двухатомный газ. Длина хим связи 1,207 А⁰, Е_св=497кДж/моль О-О. т_пл=-219С, т_кип=-193С. Жидкий О₂ – голубая легковоспламен жидкость. Твердый О₂ – светло-чиние кристаллы д=1,46г/см³. В соедх кислород проявляет СО –2, изредка +1 и +2.По хим активности кислород уступает только фтору. С большинство простых веществ он реагирует непосредственно, за исключением галогенов, благородных газов, платины и золота. Большинство простых и сложных веществ сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O2 - MgO + Q + hv, 4P + 5O2 - 2P2O5 + hv, аммиак горит в кислороде зеленоватым пламенем: 4NH3 + 3O2 - 2N2 + 6H2O. При горении щелочных Ме образуются смеси Ох-в и перОх-в, при горении остальных Ме и неМе образуются Ох-ы, как правило, высших степеней окисления, при сгорании в недостатке кислорода – Ох-ы низших степеней окисления. Некоторые Меы, как то – хром, Al и другие образуют на поверхности пленку Оха, препятствующую дальнейшему окислению. 2.Под действием кислорода р-ры гидрОх-в некоторых переходных Ме переходят в нер-римые соед, выпадают в осадок: O2 + 4Fe(OH)2(суспензия) -4FeO(OH) + 2H2O, O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O - 4Cr(OH)3. Кислород ускоряет взаимодействие с Ме кислот: O2 + H2SO4 + Pb - PbSO4 + H2O2. Под действием кислорода р-ры некоторых веществ в кислотах и щелочах образуют комплексы: O2 + 4H2O + 2TiCl3 + 2HCl - H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2], O2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3ЧH2O) - [Co2(NH3)10(m -O22—)(NO3)4] + 10 H2O. 3.При пропускании через кислород электрических разрядов молекулярный кислород переходит в более активный атомарный: O2 - 2O. Атомарный кислород способен соединятся в аллотропную модификацию кислорода озон: 3O2 -2O3.	12. Строение Н₂О и ее физ. св-ва. Н₂О – равнобедр D, ÐНОН=104,5⁰, l_ОН=0,957А⁰. О₂ в молек. Н₂О имеет сп³-гибрпидизацию. Хим. связи ОН образованы за счет перекрывания сп³-гибридных орбит О₂ и с-орбиталей Н₂. У атома О₂ в молекуле Н₂О имеются неподел е-пары, кот. могут быть исп д/образования дополнительных Н₂ – и донорно-акцепторных связей. Именно это обст-во, а также большой дипольный момент приводит к сильн. взаимод молекул Н₂О и полярными молекулами др. вещ-в. плотн=0,998г/см³. Физич св-ва Н₂О аномальны, напр., плавление льда сопровождается уменьшением его V на 9%. 13. Н₂ – связь в Н₂О. В рез-те взаимод молекул Н₂О между собой обр-ся ассоциаты. В парах часть молекул Н₂О сущ-ют в виде димеров (Н₂О)₂. В конденсиров. фазах каждая молекула Н₂О обр-ет 4 Н₂ – связи. напр. к вершинам правильного тетраэдра. Длина Н₂-связи Н×××О » 2,8А, ÐН×××О – Н -180. Н/О-Н×××О/Н\Н 14. Хим. св-ва Н₂О. Н₂Р – реакц. способн. соед, окисл. атомарным О₂ и галогенами. Н₂О+О-H₂O₂, H₂O+F₂-2HF+O, H₂O+Г₂-НГО+НГ, 2Н₂О+2Br₂-4HBr+O₂. При пропускании паров Н₂О ч/з расплавл уголь, она разлагается, образуя водяной газ. Н₂О+С-СО+Н₂. В присутс катлиз. Н₂О реаг с СО, СН₄ и др. углеводородами: СО+Н₂О –Fe->CO₂+H₂, CH₄+H₂O-Ni, Co->CO+3H₂O. Р при нагрев с Н₂О образ. метафосфорную к-ту (НРО₃). Н₂О реаг. почти со всеми Ме при повыш т, с щеме и щеземе при комнатн, образуя Ох, Ме(ОН), к-ты. Взаимод Н₂О с Ох приводит к кисл. или основнанием. Вода – олдин из наиб. важных и чаще др. исп. раств-лей. 15. Классификация природных Н₂О и их водоподготовка. Жесткость Н₂О. По велич. минерализации, содерж. раств-мых в Н₂О мин. вещ-в (солей) природ. Н₂О делится на: 1) ультрапресная (до 0,2 г/л); 2) пресная (0,2-0,5г/л); 3) слабоминерализированная (0,5-1г/л); 4) солоноватая (1-3 г/л); 5) с повыш. соленостью (10-35г/л); 6) переходая к рассолам (35-50г/л); 7) рассол (>50г/л). Осн. катионы Н₂О: Са²⁺, Mg²⁺, Na⁺, K⁺^×, Fe³⁺, анионы: Cl^-, SO₄^2-? HCO₃^-. Сос-в зависит от ГП водоема, вр. года и метеоусловий. Осн. операции водоподготовки (1 млн м³ /сутки): 1. Осветление – удаление из Н₂О каллоидных частиц. 2. Обеззараживание – удаление болезнетворн. микробов и вирусов, осущ. хлорированием, озонированием или УФ облуч. Хлорир Н₂О жидким или газообр Cl₂. 3. Умягчение – уменьшение содержания ионов Ca²⁺, Mg²⁺, т.е. снижение ее жесткости.Общ жесткость – сумма концентраций ионов Са и Мг. Общ жестк = карбонатная (временная, удал. кипяч) и некарбонатной – пост. Врем. жесткость опред-ся наличием в воде гидрокарбонатов Са и Мг, кот при кипяч разлаг с выдел СО₂. Са(НСО₃)₂-CaCO₃+H₂O+CO₂, Mg(HCO₃)₂-Mg(OH)₂+2CO₂. Пост. жестк связана с присутст в Н₂О сульфатов, хлоридов, силикатов и фосфатов Са и Мг. 4. Стабилизация – обработка Са (ОН)₂ и Na₂CO₃ д/насыщ Н₂О СаСО₃. 5. Опреснение и обессоливание 6 Обескремнивание 7 дегозация.
16.Н₂О₂, его строение и получ. Кислотные, окислит. и восстановит. св-ва. Н₂О₂ – бесцветная сиропообразная жидкость плотн=1,45г/см³. Непрочное вещ-во, способн. разлагаться со взрывом на Н₂О и О₂, при этом выдел большое ко-во Q(197,5Дж). Н₂О₂ получ. в кач-ве промеж. продукта при горении Н₂, но разлагается на Н₂О И О₂ из-за т. Получ. при действии атомарного Н₂ на О₂. В промышл. Н₂О₂получ. электрохимич методами (анодным окисл. раст-ров Н₂SO₄с посл. гидролизом образ при этом пероксодвусерной к-ты Н₂S₂О₈: 2H₂SO₄-H₂S₂O₈+2H⁺+2e^-, H₂S₂H₈+2H₂O-2H₂SO₄+H₂O₂). В молек. Н₂О₂ атомы Н ковалентно связаны с атомами О, между кот. осущ. простая связь. Строение: Н-О-О-Н. Молекулы обладают большой полярностью. В Н₂О раст-ре под влиян полярн молекул Н₂О Н₂О₂ может обладать кислотными св-вами. Н₂О₂ – оч. слабая двухосновная к-та, в Н₂О р-ре распад на ионы Н⁺ и НО₂^-. Диссоц по второй ступени практич не протекаеь. Она подавл присутсв Н₂О, однако при связывании ионов Н⁺ (напр щелочью) диссоц. по 2-й ступени идет. Соли Н₂О₂наз. перекисями, сост-ят из +зар ионов Ме и отр зар ионов О₂^2-. Н₂О₂ обл св-вами как окисл. так и восстан, т.к. СО О₂ в Н₂О₂ = -1. Все же Н₂О₂хар-ны окисл. св-ва. Н₂О₂окисл вещ-ва с j⁰ < 1.776B, восстанавл с j⁰>0,682. Окислитель: KNO₂+H₂O₂-KNO₃+H₂O. Восстан. Ag₂O+H₂O₂-2Ag+H₂O+O₂. 17. Общ характеристика элементов VIIA гр таблицы М (ТМ). СО галогенов. Нахождение в природе. В переводе «рождающие соли». Фтор в соедх всегда имеет СО -1, остальные проявляют СО от -1 до +7. Почти все соедин Г соответствуют нечетным СО, что обусловлено возможностью последовательного возбуждения e в атомах элементов на d-подуровень, что приводит к увеличению числа е до 3, 5, 7.На внешнем электронном слое имеют 7 е (2s5p). В природе находятся исключительно в связанном сос-нии, - гл. обр. в виде Г-водородных кислот. F (6×10^-2%) – плавиковый шпат (мин) CaF₂, криолит Na₃AlF₆ и фторапатит Ca₅F(PO₄)₃. Cl – поваренная соль (море, океан), карналлит KCl×MgCl₂×6H₂O, сильвин KCl. Br – в виде солей калия, натрия, магния. Бромды Ме содержаться в морской воде, в подземных рассолах, в Н2Ох озер. Иод – подземные буровые Н2О, водоросли, в виде солей калия – иодат KIO₃, периодат KIO₄. 18. Простые вещ-ва F₂, Cl₂, Br₂, I_2.Методы их получения и св-ва. F₂: 1) F (с гр. «разрушающий»). Малые размеры и отсутствие д-подуровня придают эл-ту ряд отличит. св-в. Фтор – наиб электроотрицательный эл-т из всех. 2) Получают электролизом расплава KF×HF при 250⁰ и KF×2HF (100⁰) с медным или стальным катодом и угольным анодом в медн. или стальных электрлизерах. 3) Светло-желый газ с резким оч. неприятным запахом. Т_пл=-219⁰С, Т_кип=-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.	22. Соед ГВ с О₂. Все соед ГВ с О₂ неуст, не получ при непоср взаимод ГВ с О₂, могут быть получ только косвенным путем, так как они все характер +знач станд энергии Гиббса. Наиб уст – соли кислородн кислот, наименее- Ох-ы и к-ты. OF₂ (2NaOH+2F₂-NaF+OF₂+H₂O) – сильнейший окислитель – светло-желтый газ, не раств в Н₂О, не реаг с Н₂О. Т_пл=-224⁰, Т_кип=-145⁰. Молекула ОF₂ имеет угловое строение. Ох-ы Cl : 2HgO+Cl₂- Cl+Hg-O-Hg-Cl+Cl₂O; 2KClO₃+C₂H₂O₄+H₂SO₄- K₂SO₄+ 2CO₂+ 2ClO₂+ 2H₂O; 2ClO₂+2O₃-Cl₂O₆+2O₂; 4HClO₄+P₄O₁₀-2Cl₂O₇+4HPO₃. 23. Кислородосорержацие к-ты Cl, Br, I. Сопоставление их кислотных и восстановит св-в. Ох-ы Г явл ангидридами соответст. кислород-содерж кисл: HClO(хлорноватистая) HBrO(бромноватистая) HIO (иодноватистая); соли: гипо Cl, Br, I иты.HClO₂ – хлористая (…иты), HCl(Br, I)O₃ – хлор (бром. иод) новатая (..аты). HCl(Br,I)O₄ – хлор, бром, иодная (пер..аты). Кисл св-ва в ряду НГО, НГО₂, НГО₃, НГО₄ усиливаются, окисл – ослабевают. 24. Кислородосодержащие к-ты хлора и их соли. HOCl – хлорноватистая, слабая к-та (гипохлориты), распадается даже в разб р-ре, сильный окисл – р-ры солей к-ты прим для беления. Наиб важные из солей: хлорная известь – белый порошок с резким запахом, сильный окислиткль (Саá ) (отбелив, дезинф): Cl₂ + Ca (OH)₂ - CaOCl₂ + Н₂О. Meⁿ⁺(ClO₄)_n перхлораты – один из наиб сильных безН₂О окисл. НСlО₃ – хлорноватая к-та (хлораты) – водн р-р с конц не выше 50%, сильная к-та и окислит. У хлоратов окисл св-ва выражены в р-ре слаюо, большинство хорошо раств в Н₂О – ядовиты. КСlО₃ – бертолетовая соль примен в артиллер деле для устр-ва запалов, так как с разл горюч в-вами взрывается при ударе. , в пиротехнике, спички. Хлорная к-та (перхлораты) HClO₄ – бесцветн, дымящая на возд жидкость (получается действ конц H₂SO₄ на KClO₄), безН₂О – малоустойчива, взрывоопасная, ее Н₂О р-ры устойчивы. Оксисл с-ва слабее, кисл сильнее – самая сильная из вскъ изв к-т. 25. Дифториды Ме. Почти все дифториды имеют структуру флюорита или рутила. Щеме, свинец, железо загор в АТС фтора, на нек ме(Cu, Ni) при низк Т ф не действ, но при нагрев р-рует со всеми. CaF₂ – мин. плавиковый шпат. 26. Комлексные соед Г. Многие комплексные Г Ме гидролиз, это особ хар-но д/соедин с высшими СО Ме. Фсе комплексные фторо-кислоты –сильные. Известно немгного комплексов, в кот центром координации явл анион – это полигалогены, содерж анионы [I×xI₂]^- (xÎ1;40) или [Br×xBr₂]^- (xÎ1;2)
19. Взаимодействие Г с Н₂О и щелочами. 1)При взаим с Н₂О Cl образуются HCl и НОСl – хлорноватиствая к-та.2) Фтор: При пропускании фтора через охлажд 2% рас-р NaOH образуется OF₂: 2F₂+2NaOH=2NaF+H₂O+OF₂. В горячей концентрированной щелочи реак с фтором протекает так: 2F₂(г)+4ОН^-(водн)=4F^-(водн)+О₂+Н₂О. Фтор реагирует с холодной Н2О, образуя фтороводород и кислород: 2F₂+2H₂O=4HF+O₂. 4) Бром и иод диспропорционируют в воде аналогичным Cl образом, но степень диспропорционирования в воде уменьшается от хлора к иоду. Хлор, бром и иод диспропорционируют также в щелочах. Например, в холодной разбавленной щелочи бром диспропорционирует на бромид-ионы и гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы): Br₂+2OH-Br^-+BrO^-+H₂O При взаимодействии брома с горячими концентрированными щелочами диспропорционирование протекает дальше: 3BrO^-(водн. гипобромат-ион)-2Br ^-(водн. бромат-ион)+ BrO₃^-(водн. бромат (5)ион) Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже в холодных разбавленных щелочах. Он самопроизвольно диспропорционирует с образованием иодид-иона и иодат(V)-иона. Реак фтора со щелочами, как и его реак с Н2О, не похожа на аналогичные реакции других галогенов. 20. Н₂ соед Г и их восстан св-ва. Хи связь в молек ГВ – полярная ковалентная: общ. е пара смещена к атому Г. Прочность связи падает в ряду НF – HCl – HBr – HI, падает и устойч. к t. ГВ – бесцветные газы с резким запахом, хорошо раств. в воде, раст-ние сопр диссоц по кисл типу; в возд. конц. р-ры ГВ дымят вследствие выделения ГВ. Отриц ионы ГВ, за искл фторид –иона, облаз восстан св-вами, возраст в ряду Cl^-, Br^-, I^-. При дейчствии ГВ на Ме, Ме могут окисл лишь ионами Н⁺, поэтому ГВ могет реаг в раст-ре только с Ме, стоящими до Н. HCl – бесцветная жидк с резким запахом получается р-рением в воде НСl. HBr, HI похожи по св-вам на HCl, но отл более выраж восстан св-вами. Молек О₂ уже при t_комн окисляет HI. HBr взаим с О₂ медленне, HCl не взаимод вообще. Восстан св-ва HBr, HI появл при взаим с H₂SO₄: 2HBr+H₂SO₄- Br₂+SO₂^+2H₂O; 6Hi+H₂SO₄-3I₂+S+4H₂O или 8Hi+H₂SO₄- 4HI₂+H₂S+4H₂O. Обычно ГВ получ действием Н2О на соедин Br и I с P – PBr₃, PI₃. Водн рас-р HF – плавиковая к-та – к-та средн силы. При нейтр плавик к-ты КОН образ дифторид калия: 2HF+KOH-KHF₂+H₂O+KF×HF. Cоли плавик к-ты 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=t_кип (19,5) ассоциаты HF содержат и солекулы HF₄. В кристалл сос-нии HF имеет цепееобр полимерн структуру (/^Н^×××^F^\_H_×××_F/^H^×××^F^\)_n	27. Сероводород, получ, строение и свойства. Сульфиды, методы их получения и св-ва. Р-римость и гидролиз сульфидов. H₂S – халькогенводород – ядовитый газ с оч. неприятным запахом тухлых яиц. Получают в аппаратах Кита: FeS+HCl-FeCl₂+H₂S^. T_кип= - 60,3, Т_пл= - 85,6. На воздухе H₂S горит голубоватым пламенем: 2H₂S+3О₂ - 2Н₂О+2SO₂. H₂S легко воспламеним. H₂S (к-та) сильнейший восстановитель. Встречается в природе в вулканич. газах и в Н2Ох мин ист. Средние соли H₂S к-ты (водн. р-р H₂S-слабая) – сульфиды, большинство нераств в воде, некоторые нераств в воде, р-римы в к-тах. Сульфиды можно получить непосредственным соед S с Ме: Fe+S-FeS+100.4кДж, действуя H₂S на р-р. в Н₂О соли соотв Ме: СuSO₄+H₂S-CuS+H₂SO₄. Сульфиды, р-рим в Н₂О немогут быть получены из солей соотв Ме. При взаимодействии S с сульфидами Ме образ полисульфиды: Na₂S+S-Na₂S_n(nÎ2-8). Сульфиды подвергаются гидролизу: Na₂S+H₂OÛNaHS+NaOH (S^2-+H₂OÛHS^-+OH). Различия в раств сульфидов исп в аналит. химии для посл осажд Ме из р-ров. 28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. Селениды и теллуриды – соли селено- и теллурводорода – сходны с сульфидами в отнош раств в Н₂О и к-тах.- ядовитые соед. Большинство из них в Н₂О нераств, р-римы соли щелочн Me, Ва и аммония. 29. Применение S, Se, Te и их соед. S исп. для производства H₂SO₄, спичек, пластмасс, удобрений, взрывчатки, ядохимикатов и т.д. в проц. получ резины, в орг синтезе. Se, селениды и теллуриды – полупроводники, исп. для производства выпрямителей и фотоэлементов. Sе к стеклу=красный цвет. H₂SO₄ – прозв фосфорных удобр, д/чистки нефтепродуктов, в орг. синтезе, в гидроМеургии и т.д. Р-ры гидросульфидов – Ca(HSO₃)₂, NaHSO₃, HN₄HSO₃ – целлюлозо-бум. промышл. Na₂SO₄- пр-во стекла. 30. Взаимодействие H₂SO₄c Me. H₂SO_4конц– окислитель, окисл. Ме, стоящие в ряду напр до Ag включ. Продукты ее восстан. могут быть различны в зависим от активности Меа, конц к-ты, температуры. При взаимод с малоакт Ме H₂SO₄воостан до SO₂: Сг+2 H₂SO₄- CuSO₄+SO₂+2H₂O. При взаимод с более активн Ме продуктами восстановл могут SO_2, S, H₂S. Разб. H₂SO₄окисл своим ионом H₂, поэтому она взаимод только с теми Ме, кот стоят в ряду напряж до Н₂. Свинец не раств в разбавл к-те, так как PbSO₄ нераств.
31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в природе, получ и св-ва. Аллотропия S, Se, Te. S – 0,05% земн кор, в воле морей, океанов (0,04%), в самородном виде, в мин: пирит (Fe₂S), Sb₂S(антимонит), PbS (гаринит), HgS (киноварь), BaSO₄ (барит), CaSO₄×2H₂O (гипс), белки, витамины. Se-лунный камень – в земн. коре 1,4×10^-5%, изв более 50 мин: берцилианит:Cu₂Se, самородн. Се, Te – 1×10^-6, 100мин: самородн, гессит Ag₂Te, AuAgTe₄ – сильвинит; ВСЕ - тверд вещ-ва. Se получают из отходов, образ при произв H₂SO₄, при электролитическом рафинировании меди и пр. S получают из самородной, плавлением и дальн очисткой, а также из газов, обр при коксировании и газификации угля. Хим св-ва: S, Se, Te опред строением их внешнего валентн Е уровня. За счет несп е np-подуровня и наличия вакант д-орбит, на кот могут перех е с- и п-подуровней СО этих эл-тов от -2 до +6. В ряду S, Se, Te окисл способн эл-тов ослабевает, восстан – увеличив. S, Se, Te могут быть как окисл так и восстан: Zn+S-ZnS, S+O₂ - SO₂, участвовать в реакц диспропорционир: S+NaOH-Na₂S+Na₂SO₃+H₂O. C H₂ S, Se, Te образ ХГ-Н₂: Н₂S, H₂Se, H₂Te. Аллотропия: 1) S сущ. в неск модификациях, изучены- ромбическая, моноклинная и пласическая. При об усл устойчива ромбическая модифик a-сера, при t>95.4 – моноклинная b-сера, медл переход в a форму при комн. Т. Молекулы a и b модифик состоят из 8 атомов: S₈ .Пары S при Т_кип сос-ят из семси 59%-S₈, 34% - S₆, 4% - S₄ 3% S_2. При быстром охлажд расплавл серы, образ пластическая сера, переход в a-серу при Т_комн. Пурпурная сера – при кристаллиз паров серы на поверхн охлажд жидким азотом. 2)Se известен в уст серой модификации Т_пл=215, Т_к=685, плотн=4,8г/см³ и менее уст красной и черной, отлич от др. различным строен кристаллов. В парах Se ведет себя аналог S 3) Te встреч в двух модифик – аморфный темно-коричнев и серебристо-белый. Пары сост из солек Те₂. 32. ДиОх-ы S, Se, Te. Получ и св-ва. ДиОх-ы S, Se, Te получаются при нагрвании с O₂, являются ангидридами соотв к-т. При обычн условиях диОх-ы Se, Te – твердые вещ-ва, проявляют преимущ окисл св-ва, легко восстан до свободных Se и Те. Действие сильных окислителей на диОх-ы Se, Te могут быть переведены в селеновую и теллурвую к-ты. SO₂ получают из смеси оставш после обжига колчедана, сжиганием серы, из отходящих газов заводов цветной Меургии, из топочных газов, из гипса. SO₂ образ при прокаливании на возд сулифидов Ме. SO₂ - бецветный газ с резким запахом горящей серы. Хорошо рпстворим в воде, с образ Н SO₄. 33.Соли кислородосодержащих кислот S. Сульфиты, Сульфаты. Сульфиты – средние соли H₂SO₃ - восстан-ли. Сульфиты наиб активн Ме при прокаливании разлагаются с образ сульфидов и сульфатов. Сульфиты К и Na примен для отбеливания некторых матер, в текстильной пром при краш тканей, в фотографии. Сульфаты – средние соли H₂SO₄ – большинство довольно хорошо р-римы в воде. К практически нераств относ (см табл раств). BaSO₄ нераств не только в Н₂О, но и в кисл. разб, поэтому обр белого осадка в к-тах служит указанием на ионы SO₄^2-. Na₂SO₄ – глаубевая соль, примен при изгот стекла. K₂SO₄-бесцветн крист, хорошо раств в Н₂О. Сульфат Магния содерж в морской воде, Кальция в виде гипса. Купоросы – сульфаьы меди, железа, цинка и нек др Ме, содерж кристалл Н₂О	35. Водородные соед азота. Аммиак, гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные к-ты. Строение, св-ва, получ. 1) Аммиак – NH₃ – бесцветный газ с резким запахом. Молекула NH₃ имеет форму правил. тригональн пирам, с атомом N в сос-нии сп₃-гибридизации. Т_кип=-35,35, Т_пл = -77,7. NH₃ прекрастно р-рим в Н₂О, образовывая гидрОх аммония – слабое основание: NH₃ + Н₂О-NH₄OH -NH⁺₄+OH^-. Жидк NH₃ – прекр раствиритель, раств многие Ме. Рас-ры Ме в NH₃ имеют Ме-ую проводимость и явл сильнейш восстан. NH₃ - весьма реакционное соедиение, д/кот. хар-ны реакции просоедин. 2) Гидроксиламин NH₂OH – бесцветные кристалла (т_пл=33) , способен к р-циям присоед с образ связей донорно-акцепнорному способу. Хорошо раств в Н₂О, с к-тами дает соли. Проявляет как окислит, так и восстан. в-ва. 3) Гидразин N₂H₄ – бесцветная жидк, т_кип=113,5, получ при действии гипохлорита Na NaClO на конц раст-р аммиака. . Способность к реакц. присоед, хорошо раств в Н₂О, при взаимод с к-тами образ ряд солей, бладает основными с-вами. N₂H₄ – хороший восстановит, составная часть топлива ракетных двигателей. Он и его пары ядовиты. 4) Азитоводородная к-та HN₃ может быть получен действием HNO₂ на водн рар-р гидразина, бесцветная жидк (т_кип=36) с резким запахом. Слабая к-та, диссоциирцет на ионы Н⁺ и N₃^-_.Анион азидоводорода: , взрывчатое вещ-во. 36. Ох-ы азота. Их получ, св-ва, строение. 1) Ох азота (I) N₂O (полуокись азота, веселящий газ) имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус – средство д/наркоза. Молекула линейна: N^-=N⁺=O, получают разложением NH₄NO при 250С: NH₄NO- N₂O+H₂O. N₂O проявляет сильные окисл св-ва. С Н₂, NH₃, CO, органич вещ-вами образ. взрывоопасн. смеси. 2) NO (монОх азота). N=O, при обычн усл быстро окисл до NO₂. NО почти нераств в Н₂О – несолеобраз Ох. Взаимод с Г с образ нитрозилгалогенов: 2 NО+Сl₂-2NOCl. С H₂SO₄ в присутствии воздуха образует нитрозил серную к-ту (NO)HSO₄. Получ. каталит окисл NH₃ как побочн прод в пр-ве азотной к-ты. В атмосф NO образ при грозов разрядах. 3) N₂O₃ (диОхтриазот) сущ-ет при t<-101C, при более высоких t разлагается: N₂O₃ - NO+NO₂. Образуется при пропускании электрич искры ч/з жидкий воздух. 4) NO₂ – диОх азота. . При обычных t сущ-ет в равновесии с тетраОхом диазотом N₂O₄: 2NO₂ - N₂O₄, При t>140С равновесие полн смещается влево. Твердое вещ-во – чистый димер. NO₂ взаимод с Н₂О и щелочами. NO₂и N₂O₄ – сильн окисл. Получ в лаб разложением безН₂О (PbNO₃)₂ -(t) PbO₂+2NO₂. 5) N₂O₅ при комн т самопроиз разл на NO₂ и О₂. Раств-ся в Н₂О, образуя азотную кислоту. В лаборатории получают взаим NHO₃ c P₂O₅. Все Ох-ы азота физиологич аналогм, кроме N₂O, сильно ядовиты. 37. Азотистая к-та, ее строение и св-ва. Нитриты и их св-ва.HNO₂ получают действием неорган кис-т на нитриты Ме: 2NaNO₂+H₂SO₄ -Na₂SO₄+2HNO₂. HNO₂ – одноосн. к-та среднй силы, при взаимод с основ образует соли – нитриты. Проявляет окислит-восстан двойств (2HNO₂+2KI+H₂SO₄-2NO+I₂+K₂SO₄+2H₂O; 5HNO₂+2KMNO₄+3H₂SO₄-5HNO₃+ 2KMNSO₄+K₂SO₄+3H₂O), известна только в сильно разб р-рах. Нитриты – кристаллы, хорош раств в Н₂О (за искл серебра).
34.Кислородосодержащие к-ты серы. H₂SO₃, H₂SO₄, дисерная, тиосерная, пероксодисерная к-та. Строение и св-ва. 1) Н₂SO₃– очень непрочное соед, изветна только в Н₂О р-рах. Р-р Н₂SO₃ поглощает кислород из воздуха окискляется до серной. Н₂SO₃ - хороший восстановитель, при взаимодействии с сильными восстан. может играть роль окисл. 2)H₂SO₄ - строение. H₂SO₄ образ при взаимод SO₃ c H₂O. Безводная H₂SO₄ - бесцветная маслянист жидк, т_пл=10,3С. При раств H₂SO₄ в Н₂О образ гидраты, выдел большое кол. теплоты. Обладает способностью поглозать воду, H₂SO_4конц – сильный окислитеь. H₂SO_4конц– окислитель, окисл. Ме, стоящие в ряду напр до Ag включ. Продукты ее восстан. могут быть различны в зависим от активности Меа, конц к-ты, температуры. При взаимод с малоакт Ме H₂SO₄воостан до SO₂: Сг+2 H₂SO₄- CuSO₄+SO₂+2H₂O. При взаимод с более активн Ме продуктами восстановл могут SO_2, S, H₂S. Разб. H₂SO₄окисл своим ионом H₂, поэтому она взаимод только с теми Ме, кот стоят в ряду напряж до Н₂. Свинец не раств в разбавл к-те, так как PbSO₄ нераств. 3)Олеум –– р-р SO₃ в H₂SO₄, широко примен в пром д/ очистки нефтепродуктов, произв красителей, взрывчат вещ-в. В олеуме часть молекул SO₃ соедин с H₂SO₄, при этом образуется двусерная (пиросерная к-та): H₂S₂H₇. При охложд олеума двусерная к-та выдел в виде бесцв кристаллов, соли двусрной к-ты – дисульфаты или пиросульфаты. 4) Тиосерная к-та H₂S₂O_3. Получается, если прокипятить Na₂SO₃ c cерой и, отфильтр изб S оставить охлажд, получатся соли тиосерной к-ты. . H₂S₂O₃ неустойчива, распад при т_комн, устойчивы ее соли – тиосульфаты. 5) Пероксолвусерная к-та получается при соединении попарно ионов HSO^4-, получившихся при электролизе 50% р-ра H₂SO₄ на аноде. H₂S₂O₈: . Обладает сильными оксилительными св-вами.	38. Сравнение строения и св-в галогенидов азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и высмута. Гидролиз галогенидов. Известны бинарные галогениды МХ₃ и МХ₅. . Все тригалогениды быстро гидролизуются и довольно летучи; газообразн молекулы имеют пирамидальную решетку. Большинство тригалогенидов обр. молекулярные решетки, но AsI₃, SbI₃ и BiI₃ кристаллиз в слоистых решетках, не содерж отд. молекул. BiF₃ обр-ют ионную решетку. Все трихлориды и трифториды, иск Р, присоед доп ионы галогена, образ галогенистые комплексные анионы. PF₃ – бесцветный газ, способен образ комплексы с переходными Ме. PCl₃ - летучая низкокипящ жидкость, гидролиз с образ фосфористой к-ты. Тригалогениды As, Sb Bi подобны произв Р как по физ так и по хим св-вам. Проявляют заметную электропроводн. Известны 7 бинарных пентагалогенидоы: 4 фториды, ЗCl₅, PBr₅, SbCl₅/ Способность этих соедин диссоциировать в газовой фазе на тригалогениды и галогены различны. 39. Применение N₂ и его соед. Азотные удобр. Основная обл. примения N₂ – синтез аммиака, кот. исп в пр-ве HNO₃, мочевины, NH₄NO₃, в чистом виде как удобрение и т.ж. Свободный азот прим. как защитную атмосф в хим. и Ме процессах. Жидкий азот – самый дешевый хладогент. Осн обл прим азотистой к-ты – орг. синтез и пр-во мин. удобрений, взрывчатых вещ-в. Особая область – азотные удобрения. 40. Фосфор. Общ хар-ка, нахожд. в природе. Аллотропия Р: красный, белый, черный Р, их св-ва и получ. Содерж Р в земн коре 9,3×10^-2%. Осн мин: фосфорит Са₃(РО₄)₂ и апатит 3Са₃(РО₄)₂×СаХ₂, где Х=F, Cl, OH. Р-биогенный эл-т. В орг ч-ка 1%по массе. Р образ 11 аллотр. форм. 1) Белый Р Т_пл=44, Т_кип=257. Белые крист со своеобр запахом, очень мягкие – мягче воска. В парах сос-ит в осн из молекул Р₄, ядовит, огнеопасен, 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, нахожд. в природе. 1) As встречается в природе > частью в соединен. с Ме и S и лишь изредка в св. сос-нии. Сод в земн коре 0,0005% масс. Получ из мышьяковистого колчедана FeAsS. а) серый As – серо-стальная хрупакая кристалл. масса с Ме блеском на свежем изломе. d=5,72г/см³. При нагревании под норм давлен сублиминируется. Обладает Ме электропроводн. Свободный As и его соедин – сильные яды. 2) Sb в природе встреч в соедин с S – сурьмяный блеск, антимонит Sb₂S₃. Содерж в земн коре 0,00005% масс. При прокаливании на воздухе сурьмяного блеска, он превр-ся в Sb₂O₃, из кот Sb получ. путем восстан углем. Sb – серебристо-белые кристаллы, обл Ме блеском, отличается хрупкостью, хуже проводит тепло и ток, чем Ме. 3) Bi хар-ся преобл Ме св-в, может рассматр как Ме. В земн коре 0,00002%. Встречается как в своб сос-нии, так и в виде висметного блеска Bi₂S₃ и висмутовой охры Bi₂O₃. Блест розовато-белый хрупкий Ме 42. ТриОх серы. Получ, строение, св-ва. SO₃ образуется при каталит окислении SO₂ O₂ воздуха при т=450. В газовой фазе SO₃ – плоский тр-к, в жидк и тверд – цикл полимер или полимерн цепи. SO₃ бесцветная легкоподвижная жидкость, t_кип=44,7Сю т_пл=16,8. 43. Азотная к-та. Строение и св-ва. Взаимод Ме с HNO₃. Нитраты. Чистая азотная к-та HNO₃—бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см³ при - 42 °С застывающая в прозрачную кристаллич массу. На воздухе она, «дымит», так как пары ее образуют с 'влагой воздуха мелкие капельки тумана. Азотная к-та не отличается прочностью, Уже под влиянием света она постепенно разлагается:4 HNO₃- 4NO₂+O₂+2H₂O Чем выше температура и чем концентрированнее к-та, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диОх азота р-ряется в кислоте и придает ей бурую окраску. Азотная к-та принадлежит к числу наиб сильных кислот; в разбавленных р-рах она полностью распадается на ионы Н⁺ и- NO^-^z₃. Азотная к-та действует почти на все Меы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые Меы—в Ох-ы. Чем выше концентрации HNO₃^-, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакх с конц к-ой чаще всего выдел NO₂ . При взаимодействии разбавленной азотной к-ты с малоактивными Ме, например, с медью, выделяется NO. В случае более активных Ме — железа, цинка, — образуется NO₂ . Сильно разбавленная азотная к-та взаимодействует с активными Ме—--цинком, магнием, Al—с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов. Для иллюстрации приведем схемы реакций окисления нек Ме азотной кислотой; Cu+HNO_3конц- Cu(NO₃)₂+NO₂ +H₂O, Cu+HNO_3разб-Cu(NO₃)₂+NO+H₂O. Zn+HNO_{3оч. разб}-Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃6H₂O При действии азотной к-ты на Меы водород, как правило, не выделяется. Соли азотной к-ты называются нитратами. Все они хорошо р-ряются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиб активных Ме переходят в нитриты: 2KNO₃-2KNO₂+O₂ Нитраты большинства остальных Ме при нагревании распадаются на Ох Меа, кислород и диОх азота. Наконец, нитраты наименее активных Ме (например, серебра, золота) разлагаются при нагревании до свободного Меа: 2AgNO₃-2Ag+2NO₂+O₂Легко 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.	44. Водородные соед фосфора. Фосфин, дифосфин, твердые гидриды фосфора. Фосфин РН₃ представляет собой бесцветный сильнотоксичный газ с запахом гнилой рыбы. Молекулу фосфина можно рассматривать как молекулу аммиака. Однако угол между связями Н-Р-Н значительно меньше, чем у аммиака. Это означает уменьшение доли участия s-облаков в образовании гибридных связей в случае фосфина. Связи фосфора с водородом менее прочны, чем связи азота с водородом. Донорные свойства у фосфина выражены слабее, чем у аммиака. Малая полярность молекулы фосфина, и слабая активность акцептировать протон приводят к отсутствию водородных связей не только в жидком и твердом состояниях, но и с молекулами Н2О в р-рах, а также к малой стойкости иона фосфония РН₄⁺. Самая устойчивая в твердом состоянии соль фосфония - это его иодид РН₄I. Н2О и особенно щелочными р-рами соли фосфония энергично разлагаются: РН₄I + КОН = РН₃+ КI + Н₂О Фосфин и соли фосфония являются сильными восстановителями. На воздухе фосфин сгорает до фосфорной к-ты: РН₃+ 2О₂= Н₃РО₄ При разложении фосфидов активных Ме к-тами одновременно с фосфином образуется в кач примеси дифосфин Р₂Н₄. Дифосфин - бесцветная летучая жидкость, по структуре молекул аналогична гидразину, но фосфин не проявляет основных свойств. На воздухе самовоспламеняется, при хранении на свету и при нагревании разлагается. В продуктах его распада присутствуют фосфор, фосфин и аморфное вещество желтого цвета. Этот продукт получил название твердого фосфористого водорода, и ему приписывается формула Р₁₂Н₆. 45. К-ты мышьяка и сурьмы, их получения и св-ва. 1) Ортомышьяковистая к-та (мышьяковистая к-та) H₃AsO₃. H₃AsO₃ - H₂O+HAsO₂ – равновесие смещено вправо, т.е. преобладает метамышьяковистая к-та HAsO₂. При действии на As₂O₃ щелочей получ. соли мышьяковистой к-ты – арсениты. Соед As(III) проявл. восстановит. св-ва. 2) Мышьяковая к-та. H₃AsO₄ – твердое вещ-во, хорошо р-р в Н₂О. По силе практич равна Н₃РО₄. Соли – арсениты похожи на соответств. фосфаты. Известны мета- и двумышьяковистая к-ты. При прокаливании мышьяковой к-ты получается Ох As (IV), или мышьяковый ангидрид. As₂O₅ в виде белой стеклообр массы. К-тые св-ва H₃AsO₄>H₃AsO₃. Образует средний – арсенаты и кислые соли. 3) Sb₂O₃ раств-ся в щелочах с образ солей сурьмянистой H₃SbO₃или метасурьмянистой HSbO₂ к-ты: Sb₂O₃+2NaOH- 2NaSbO₂+H₂O. Cурьмянистая к-та или Sb(OH)₃получ в виде белого осадка при действии щелочей на соли Sb (III): SbCl₃+3NaOH-Sb(OH)₃+3NaCl. Осадок легко р-рим как в изб щелочи, таки в к-тах. 46. Общ хар-ка элементов Va группы. СО и типы соедин. N, P, As, Sb, Bi эти эл-ты имеют 5е в наружном слое атомов, хар-ся как неМеы, но способность к присоед. выражена слабее, чем у соотв эл-тов 6 и 7 гр. Высша +СО э-тов = +5, - = -3.Связь эл-тов с Н₂ менее полярна, чем у эл-тов 6 и 7гр, вследствии относит < электроотр. Поэтому Н₂ – соед этих эл-тов не отщепляют в водн р-ре ионы водорода и не облад кислыми св-вами.
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 РГ₅являются 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. Строение, св-ва, получ. Химический Ох фосфора (+3) имеет кислотную природу: Р₂О₃+ 3Н₂О = 2Н₃РО₃Фосфористая к-та - бесцветные легкоплавкие хорошо р-римые в воде кристаллы. По химическому строению она представляет собой искаженный тетраэдр, в центре которого находится атом фосфора с sр³ - гибридными орбиталями, а вершины заняты двумя гидроксогруппами и атомами водорода и кислорода. Атом водорода, непосредственно соединенный с фосфором, не способен к замещению, а потому фосфористая к-та максимум двухосновна и нередко ее изображают формулой Н₂[НРО₃]. Фосфористая к-та - к-та средней силы. Соли ее - фосфиты получают взаимодействием Р₂О₃ со щелочами: Р₂О₃+ 4NаОН = 2Nа₂НРО₃ + Н₂О Фосфиты щелочных Ме и кальция легко р-римы в воде. При нагревании фосфористая к-та диспропорционирует: 4Н₃РО₃= РН₃ + 3Н₃РО₄Фосфористая к-та окисляется многими окислителями, в том числе галогенами, например: Н₃РО₃+ Сl₂+ Н₂О = Н₃РО₄+ 2НСl Получают обычно фосфористую кислоту гидролизом тригалогенидов фосфора: РГ₃+ 3Н₂О = Н₃РО₃+ 3НГ При нагревании однозамещенных фосфитов получаются соли пирофосфористой (дифосфористой) к-ты - пирофосфиты: 2NаН₂РО₃ = Nа₂Н₂Р₂О₅ + Н₂О Пирофосфиты при кипячении с Н2О гидролизуются: Nа₂Н₂Р₂О₅ + 3Н₂О = 2NаОН + 2Н₃РО₃Сама пирофосфористая к-та Н₄Р₂О₅(пентаоксодифосфорная), как и фосфористая, только двухосновна и сравнительно малоустойчива. Известна еще одна к-та фосфора (+3) - плохо изученная полимерная метафосфористая к-та (НРО₂)_n. Наиб характерен для фосфора Ох Р₂О₅ - пентаОх дифосфора. Это белое твердое вещество, которое легко может быть получено и в стеклообразном состоянии. В парообразном состоянии молекулы Оха фосфора (+5) имеют состав Р₄О₁₀. Твердый Р₂О₅ имеет несколько модификаций. Одна из форм Оха фосфора (+5) имеет молекулярную структуру с молекулами Р₄О₁₀в 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 = Н₄Р₂О₇и 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 Н₃РО₄отличаются 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 + Nа₂НРО_{4 ,} рН = 12,1 Nа₂НРО₄ + Н₂О = NаОН + NаН₂РО_{4 ,} рН = 8,9	51. Угольная к-та и её соли. Строение. Св-ва, получ. Н₂СО₃ может сущ-ть только в Н₂О-ном р-ре. При нагрев р-ра СО₂ улетуч, в конце конов остается Н₂О. Н₂СО₃ слабая, в раст-ре диссоу на Н⁺ м НСО₃^- и мало на СО₃^2-. Получают р-рением СО₂ в Н₂О. Средние соли – карбонаты кислые – гидрокарбонаты. Соли могут быть получ действ СО₂ на щелочи, или путем обменных р-ций между р-р. солями Н₂СО₃и солями др. к-т. Со слабыми осн-ями Н₂СО₃ дает осн соли, напр (СuОН)₂СО₃ – малахит. При действ. к-т все карбонаты разлаг-ся, с выде СО₂. При нагрев все карбонаты, кроме солей ЩеМе, разлагаются с выделен СО₂. Гидрокоарбонаты ЩеМе при нагрев перход в карбонат. Большинство гадрокарбонатов, а также карбонаты К, Rb, Ca, Na, р-рим в Н₂О. Остальные в оде нер-р. Из солей Н₂СО₃ самая распр – известнят СаСО₃. Na₂CO₃ – cода, К₂СО₃ – поташ – для получ мыла, тугоплавкого стела, в фотографии, СО(NН₂)₂ – карбамид (мочевина)-белые крист хорошо раств в воде, - удобрение и добавка к корму жвачных животных. 52. SI ДИОХ (кремнезем), SiO₂, кристаллы – наиб стойяк соедин Si. Глав. обр в прир. наход в виде мин – кварца. Прозрачн, бесцв крист. кварца – горн хрусталь. Кремень – одна из разновидн кварца. Агат и яшма – мелкокристал разновидн кварца. Аморфный SiO₂ получ, если охладить расплавл кристалл SiO₂. Кисл-ты, за искл плдавиковой (р-р H₂F в Н₂О), не действ на SiO₂. SiO₂ применяет в строит, производстве стекла, керамики, цемента, абразивов, в звукозаписи и звуковоспроизведении. Кварцевое стекло (КС) можно подверг действ более вечок темпер, чем обычн, оно пропускает УФ лучи, обладает малым К термич расширен. Примен для изготовл лаборат посуды и в хим. пром., для изгот электрич ртутных ламп, надостатки – трудность обработки, хрупкость.
При окислении влажного фосфора наряду с Р₂О₅ и Р₂О₃образуется фосфорноватая к-та (гексаоксодифосфорная) к-та Н₄Р₂О₆, в которой СО фосфора +4. В ее структуре атомы фосфора связаны друг с другом непосредственно в отличие от полифосфорных кислот. Н₄Р₂О₆- к-та средней силы, все ее четыре атома водорода могут быть замещены на Ме. При нагревании ее водных р-ров к-та, присоединяя воду, распадается: Н₄Р₂О₆+ Н₂О = Н₃РО₃+ Н₃РО₄ Р-ры ее солей - гипофосфатов - в воде вполне устойчивы. Из гипофосфатов в воде хорошо р-римы лишь соли щелочных Ме. Наименьшая положительная СО фосфора в фосфорноватистой (диоксофосфорной) кислоте Н₃РО₂. Ее можно получить в свободном состоянии вытеснением из солей - гипофосфитов, например: Ва(Н₂РО₂)₂ + Н₂SО₄ = ВаSО₄+ 2Н₃РО₂ Фосфорнофатистая к-та - бесцветные кристаллы, хорошо р-римые в воде. Таким образом, в фосфорноватистой кислоте СО фосфора +1, а его ковалентность равна 5. Н₃РО₂ - сильная к-та. Эта к-та и ее соли гипофосфиты являются сильнейшими восстановителями. Существуют и другие к-ты, содержащие фосфор - мононадфосфорная Н₃РО₅, динадфосфорную Н₄Р₂О₈, тетраметафосфорная (НРО₃)₄, пирофосфорная Н₄Р₂О₇. 50. Применение фосфора и его соед. Фосфорные удобрения. Красный фосфор в чистом виде применяют в спичечном производстве; в смеси с толченым стеклом и клеем его наносят на боковые поверхности спичечной коробки. Красный и белый фосфор используют при получении йодистоводородной и бромистоводородной кислот. Фосфид цинка Zn₃Р₂ применяют для борьбы с грызунами. Белый фосфор используют в военном деле для зажигательных бомб, а также для дымообразующих снарядов, шашек и гранат, дающих дымовые завесы. Применение радиоактивного изотопа фосфора Р³² позволило по-новому осветить поведение фосфора в растениях, почве и удобрениях. Исключительная чувствительность определения радиоактивного фосфора дает возможность следить за ходом поступления в растения фосфатов, за их распределением и превращениями внутри растений. Чистую фосфорную кислоту используют в пищевой и фармацевтической пром. Техническая фосфорная кислота идет для окрашивания тканей, производства эмалей, зубных пломб, а также для производства фосфорных удобрений (суперфосфат Са(Н₂РО₄)₃ – удобрение с малым содерж питат вещ-в, дфойной суперфосфат 3 Са(Н₂РО₄)₃дешевле чем обычный), преципитат СаНРО₄ нераств в н₂О, но раств при внесении в кисл почвы. – простые; сложные: аммофос – взаимод фосфорной к-ты с аммиаком =NH₄H₂PO₄ или (NH₄)₂H₂PO₄, нитрофоска – содержит N, P, K.)	53. С. Общ хар-ка, нахождение в природе. Аллотропия. Среднее содержание Са в земной коре 2,3_*10^-2 % по массе. Число собственных минералов Са - 112; исключительно велико число органических соед Са - углеводородов и их производных. Известны четыре кристаллические модификации Са: графит, алмаз, карбин и лонсдейлит. Графит - серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с Меическим блеском. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м², или 1кгс/см²) графит термодинамически стабилен. Алмаз - очень твердое, крист-ое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решетку: а₌3,560Á. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен. Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400^°С в вакууме или в инертной атмосфере. При атмосферном давлении и температуре около 3700°С графит возгоняется. Жидкий С может быть получен при давлении выше 10,5 Мн/м² (1051 кгс/см²) и температурах выше 3700°С. Для твердого Са (кокс, сажа, древесный уголь) характерно также состояние с неупорядоченной структурой “аморфный” С, который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагр нек разновидностей “аморфного” Са выше 1500-1600°С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства “аморфный” Са очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоемкость, теплопроводность и электропроводность “аморфный” Са всегда выше, чем графита. Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета (плотность 1,9 - 2 г/см³). Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно; его структура и свойства окончательно не установлены. Уникальная способность атомов углерода соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов привела к возникновению громадного числа разнообразных соед углерода, изучаемых органической химией. В соедх углерод проявляет CO -4; +2; +4. 54. Общ. хар-ка эл-тов IVA группы. СО эл-тов и типы соедин. У Ге проявл Ме св-ва из-за увелич R атома. у Ол и Пб они преоблад над Нем. Хаар-ные СО +2 и +4. 55. Карбиды. Их получ. и св-ва. При температурах выше 1000°С углерод взаимодействует со многими Ме, давая карбиды. Все формы углерода при нагревании восстанавливают окислы Ме с образованием свободных Ме (Zn, Cd, Cu, Pb и др.) или карбидов (CaC₂, Mo₂C, WC, TaC и др.). К. – кристалл-ие тела, природа хим связей различна (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, подобно соде, при сплавлении с песком взаимодействует с ним, образуя силикат кальция и двуокись углерода. При сплавлении с избытком песка смеси карбонатов натрия и кальция получают переохлажденный взаимный р-р полисиликатов кальция и натрия; это и есть обыкновенное оконное стекло. Главное свойство всякого стекла заключается в том, что оно переходит из жидкого в твердое состояние не скачком, а загустевает по мере остывания постепенно вплоть до полного затвердевания. Стекло — аморфное вещество. Аморфные вещества отличаются от кристаллических тем, что атомы в них не образуют кристаллической решетки. Однако известная упорядоченность расположения атомов существует и в стеклах. Для плавленого кварца и силикатных стекол остаются в силе общие законы кристаллохимии силикатов; каждый атом кремния в них тетраэдрически окружен четырьмя атомами кислорода, но эти тетраэдры сочетаются друг с другом беспорядочно, образуя непрерывную пространственную сетку, в пустотах которой тоже беспорядочно располагаются ионы Ме (рис). Благодаря этому один «микроучасток» стекольной массы отличен по атомному строению от другого, соседствующего с ним. Этим и объясняется отсутствие у стекла постоянной точки плавления, постепенность перехода его из твердого в жидкое состояние и обратно. Как материал стекло широко используется в различии областях народного хозяйства, В соответствии с назначением известны разнообразные виды стекла: оконное посудное, тарное, химико-лабораторное, термическое, жаростойкое, строите льное, оптическое, электровакуумное и многочисленные другие вид стекла технического. В пределах каждого вид стекла имеются самые разнообразные его сорта. Керамика – материалы и изд, изгот из огнеупорных вещ-в, напр из глины, карбидов и окс нек Ме. Различ строит(кирпич, черепица, трубы, облиц плиты), огнеуп(д/обкладки печей), хим. стройк (хим пром), бытов (фаянсовые и фарфоровые) и технич(изоляторы, конденсаторы, авто и авиа зажиг свечи, тиглей) керамику. Процесс изготоыл: пригот керам массы, формиров, сушка, обжиг. Обжиг глины: 3[Al₂O₃×2SiO₂×2H₂O]=3Al₂O₃×2SiO₂+ 4SiO₂+6H₂O. Нек. керамич изд покрывают глазурью – тонкий слой стекловидного материала, кот делает керамику водонепрониц, предохр от загрязнений, защища от действ кислот щелочей	60. Германий, олово, свинец. Характер изменения строения и св-в простых вещ-в. Ох-ы и гидрОх-ы германия, олова и свинца. 1) Ge общ сод в земн коре 0,0007% (масс). Ge имеет серебристый цвет, по внешнему виду похож на Ме. При т_комн устойчив к действию воздуха, О₂, Н₂О, HCl, H₂SO_4разб. HNO₃, H₂SO₄ окисляют Г. до диОха GeO₂, особенно при нагрев: Ge+2H₂SO₄=GeO₂+2SO₂+2H₂O. GeO₂ – белые кристаллы, заметно раств в Н₂О, р-р проводит эл. ток. Может быть получен нагреванием Г. в О₂ или действием конц. азотн кисл. GeO₂ – амфотерное соед с сильно преоблад кислотными св-вами, легко раств в щелочах. 2) Sn (0,04%), встречается в идее оловянного камня SnO₂, из кот. получ путем восстановления углем. Sn – серебристо-белый мягкий Ме, легко прокатываемо. Видоизм. – серое олово, кристаллиз в кубической сис-ме и имеет меньшую плотность чем бело (тетрагональная сис-ма). Белое О уст-во при т>14, серое – ниже. На воздухе О при т.комн не окисляется, но нагретое выше т пл (231,9) постепенно превращается в SnO₂. Н₂О на О. не действейт. Разб HCl, H₂SO₄ действуют медленно из-за большого перенапряжения выделения Н₂ на О. Конц р-ры этих к-т, особенно при нагрев, р-ряют О. С HNO₃О взаимод тем интенс, чем выше концентрация. В разб обр-ся раств нитрат О: 4Sn+10HNO₃=4Sn(NO₃)₂+NH₄OH+3H₂O, в конц – соед О (IV), гл. обр нер-римая b-оловянная к-та H₂SnO₃ и Ох азота (4) и Н2О.SnO – темно-бурый порошок, образующ при разложении Sn(OH)₂ в атм СО₂. Sn(OH)₂- белый осадок при действии щелочей на соли олова (2) – амфотерное соед, легко раств в кислотах и щелочах, в посл. случ с образ гидроксостаннитов. 3) (С)винец (0,0016%), руда: свинцовый блеск PbS. С – голубовато-желтый тяжелый Ме. Мягок, режется ножом. Исп д/изгот оболочек кабеля и пластин аккумулятора. Входит в сос-в многих сплавов. На возд. С покрывается тонким слоем Ох, защищ. его от дальнейшего окисления. Н₂О сама на С не действ, но в прис воздуха С постеп разр Н₂О с обр-нием гидрОха свинца. При сопрокосн с жесткой Н2О С покрывается защитной пленкой (сульфата и осн карбоната), препятст дальнейшему разложению. Разб HCl и H₂SO₄ не действ. на С. В конц H₂SO₄ С интенс раств-ся с обр-нием р-римой соли Pb(HSO₄)₂. В азотной к-те С рас-ся легко, причм в неконц быстрее, чем в конц. В щелочах С р-ся с небольш скоростью, интенсивнее идет рат-ние в 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 тем, что свыше 90 % всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо. Только около 10% добываемого топлива используется в кач сырья для основного органического синтеза и нефтехимического синтеза, для получения пластичных масс и др. С - важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле, структурная единица огромного числа органических соед, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (биополимеры, а также многочисленные низкомолекулярные биологически активные вещества - витамины, гормоны, медиаторы и др.). Значительную часть необходимой организмам энергии образуется в клетках за счет окисления С. Возникновение жизни на Земле рассматривается в современной науке как сложный процесс эволюции С соед. 58. Кремний. Общ характеристика, нахождение в природе. Получ, св-ва, применение. Si элемент (27,6%) на земле. Распр. соед Si – Ох Si SiO2 и производные кремниевых кислот, наз. силикатами. Ох Si (IV) встречается в виде минерала кварца (кремнезем, кремень).Наиб простым и удобным лабораторным способом получения Si является восстановление Оха Si SiO2 при высоких т Ме. Вследствие устойчивости Оха Si для восстан прим такие активные восстан, как Mg и Al: 3SiO2 + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃. Спец легированный К. широко применяется как материал для изготовления полупроводниковых приборов (транзисторы, термисторы, силовые выпрямители тока, управляемые диоды — тиристоры; солнечные фотоэлементы, используемые в космических кораблях, и т. д.), применяют в инфракрасной оптике (см. также Кварц). К. придаёт сплавам повышенную устойчивость к коррозии, улучшает их литейные свойства и повышает механическую прочность.К. идёт на синтез Siорганических соед и силицидов. К. образует тёмно-серые с Меическим блеском кристаллы, имеющие кубическую гранецентрированную решётку типа алмаза с периодом а = 5,431Å, плотностью 2,33 г/см³. К. хрупкий материал; заметная пластическая деформация начинается при температуре выше 800°С. В соедх К. (аналогично Су) 4-валентен. Однако, в отличие от Са, К. наряду с координационым числом 4 проявляет координационное число 6, что объясняется большим объёмом его атома (примером таких соед являются кремнефториды, содержащие группу [SiF₆]^2-). Химическая связь атома К. с другими атомами осуществляется обычно за счёт гибридных sp³-орбиталей, но возможно также вовлечение двух из его пяти (вакантных) 3d-орбиталей, обладая малой величиной электроотрицательности, равной 1,8 (против 2,5 у Са; 3,0 у азота и т. д.), К. в соедх с неМе электроположителен, и эти соед носят полярный характер. В присутст щелочи (катализ) Si вытесняет Н2 из Н₂О. К-тф, кроме смеси фтороводородной и азотной, не действ на Si, но щелочи .нергично р-руют с ним, выделяя Н₂ и образуя H₂SiO3	61. Германаты, станнаты, плюмбаты. Сульфиды германия, олова, свинца. Соли германиевой к-ты – германаты обра-ся при дейст Германия со щелочами в присутс Н₂О₂: Ge+2NaOH+2H₂O₂-NaGeO₃+3H₂O. Соед Г (2) малоустойчивы. Характернее соед Ге +4. 2)_ a-оловянная к-та H₂SnO₃ может быть получена действием водн р-ра аммиака на р-р хлорида О. Она легко рас-ся в щелочах, образуя соли – гидроксостаннаты.К-ты раст-ют a-олов к-ту с образованием солей олова (4). b-олов к-та получ дейтсв конц азотн к-ты на о. сос-в неопределен, как и со-в a-олов. Не рас-ся ни ф к-тах ни в щелочах, но сплавлением со щелочами можно перевести в р-р в виде станната. При действии H₂S на хлориды олова (2) получ бурый осадок сульфида Олова (2), из SnCl₄ Хар-ны восстан св-ва. Получ SnS₂. – сусальное золото. SnS₂ раств в р-рах сульфидов ЩеМе и аммония, причем получ легко раств соли триоловянной к-ты H₂SnS₃ (свободн не и звестна). SnS не раств в сульфидах ЩеМе и аммония, но полисульфиды аммония и щелочных Ме раств его с обр тристаннатов. 3) Плюмбиты получаются при сплавлении Pb(OH)₂ c сухими щелочами: Pb(OH)₂+2NaOH-Na₂PbO₂+2H₂O. PbS обр-ся в идее черного осадка при действии Н₂S на соли свинца (2), быстро темнееи, если в воздухе есть даже незнач кол-во сероводорода. Восстан св-ва не хар-ны. Соли несущ-щей в своб сос-нии свинц к-те H₃PbO₃ наз. плюмбатами. Напр при сплавл С с СаО обр-ся плюмбат Са. Большинство плюмбатов нераств в Н₂О, раств-мы плюмбаты К и натрия 62. Водородные соедин. Si, их получ и св-ва. Силициды Ме. С. по типу хим связи могут быть подразделены на три основные группы: ионно-ковалентные, ковалентные и Меоподобные. Ионно-ковалентные С. образуются щелочными (за исключением натрия и калия) и щёлочноземельными Ме, а также Ме подгрупп меди и цинка; ковалентные — бором, углеродом, азотом, кислородом, фосфором, серой, их называют также боридами, карбидами, нитридами кремния) и т. д.; Меоподобные — переходными Ме. Получают С. сплавлением или спеканием порошкообразной смеси Si и соответствующего Меа: нагреванием окислов Ме с Si, SiC, SiO₂ и силикатами природными или синтетическими (иногда в смеси с углеродом); взаимодействием Меа со смесью SiCl₄ и H₂; электролизом расплавов, состоящих из K₂SiF₆ и окисла соответствующего Меа. Ковалентные и Меоподобные С. тугоплавки, стойки к окислению, действию минеральных кислот и различных агрессивных газов. С. используются в составе жаропрочных Меокерамических композиционных материалов для авиационной и ракетной техники. Силаны (от лат. Silicium — кремний), соед кремния с водородом общей формулы Si_nH_2n+2. Получены силаны вплоть до октасилана Si₈H₁₈. При комнатной температуре первые два К. — моносилан SiH₄ и дисилан Si₂H₆ — газообразны, остальные — летучие жидкости. Все К. имеют неприятный запах, ядовиты. К. гораздо менее устойчивы, чем алканы, на воздухе самовоспламеняются, 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 щеме. Процесс на катоде при эл-зе щеме: Меⁿ⁺ не восстан, 2Н₂О+2е-Н₂+2ОН^-. Проц на аноде зависит от природы анода: если анод инертный (уоль, графит, Рt, Au), то при электр рас-в щелочей идет окисл гидрОх-ионов. 4ОН^-- 4е-O₂+2H₂O, при электролизе бескислородных солей ЩеМе идет оксил аниона (кроме фторида) Ас^m^-- me-Ac⁰. Если анод раств идет окисление Ме анода: Me⁰-ne-Meⁿ⁺. 64. Вследствие легкой оксисляемости в природ встреч исключ в виде соед. Na и К-распр эл-ты. Оба эл-та входят в сос-в горн попрод силикатного типа. Ли, Рб и Цз распростра меньше, все известные изотопы Фр радиоактивны. Важнейшие минералы натрия: NaCl (каменная соль, галит), Na₂SO₄×10H₂O (мирабилит, глауберова соль), Na₃AlF₆ (криолит), Na₂B₄O₇×10H₂O (бура) и др. В сочетании с другими элементами он входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Огромное кол-во солей натрия находится в гидросфере. Абсолютное содержание натрия в морской воде около 1,5×10¹⁶m. Na получают в больших количествах электролизом расплава NaCl с добавками CaCl₂, KCl и другими для понижения температуры плавления. Литий получают электролизом расплава эвтектической смеси LiCl – KCl. Его хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах. В технике калий получают натриетермическим методом из расплавленного гидрОха или хлорида, рубидий и цезий – методами Меотермии и термическим разложением соед. ЩеМе хар-ся незнач. твердостью, малой плотнойстью и низкими т пл и кпи.

67. Соли щелочных Ме

Во всех своих соедх щелочные Меы существуют в виде однозарядных катионов. Это относиться как к бинарным соедм – галогенидам, халькогенидам, нитридам, карбидам, так и к солям со сложными многоатомными анионами.