Шпаргалка по химии

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

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

Ме и Нем, их св-во и получ.

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

Нахожд. О2 в природе.

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

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

природе. Значение Н2О в биосфере

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

Хим св-ва Н2О

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

пероксодисерная. Строение и св-ва

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

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

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

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

галогенидов.

39. Применение N2 и его соедин. азотные удобрения

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

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

42. ТриОх S, получ. св-ва, строен.

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

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

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

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

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

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

связанного азота, его св-ва и получ.

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

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

характеризует общий запас энергии системы и включает все виды энергии

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

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

dU Энтальпия характеризует запас энергии системы при р=const она

числено равна: H=U+pV

?H=?U+p?V dH

?H=Hкон-Hнач

Закон Гесса:

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

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

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

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

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

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

изотермич обратимом проц.)/T

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

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

растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается крайне

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

распространенный элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и

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

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

межзвездном газе. H2 имеет три изотопа с массовыми числами соответственно

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

Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Нормальный изотопный состав

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

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

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

услблагодаря прочности молекул он сравнительно мало активен и

непосредственно взаимодействует лишь со фтором. При нагрев же вступает во

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

Восстановительная способность водорода используется для получения некоторых

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|Силициды Ме. |соедми. |

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

|ЩеМе |установить по их поведению при гидролизе. |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|89. Квасцы. |нестехиометрического состава. |

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

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

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

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

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

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

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

|примен. | |

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

|Tl+. | |

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

|антимонил галлия. Примен. | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|виде кислород входит в состав более чем 1400 | |

|минералов. В связанном виде кислород | |

|обнаружен на многих планетах солнечной | |

|системы. | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|этом процессе выделяется много энергии (~490 | |

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

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

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

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

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

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

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

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

|электронов октетом вокруг каждого атома, а | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|галогенов, благородных газов, платины и | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

| |СаСО3. 5. Опреснение и обессоливание 6 |

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

| | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|газ с резким оч. неприятным запахом. | |

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

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

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

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

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

|пассивации. Реакции фтора с Н2-содержащими | |

|вещ-вами сопровожд. образ HF: | |

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

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

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

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

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

|окислителей, р-руют с Н2, образ | |

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

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

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

|помощи окислителей или под действием тока. Cl| |

|– электролиз водн рас-ров NaCl или | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|обычн плохо раств в воде. | |

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

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

|газзобр сос-нии ассоциирован за счет парных | |

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

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

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

|структуру (/Н(((F\H(((F/H(((F\)n | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|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 t<-101C, при более |

|проявляют преимущ окисл св-ва, легко восстан |высоких t разлагается: N2O3 ( NO+NO2. |

|до свободных Se и Те. Действие сильных |Образуется при пропускании электрич искры ч/з|

|окислителей на диОх-ы Se, Te могут быть |жидкий воздух. 4) NO2 – диОх азота. . При|

|переведены в селеновую и теллурвую к-ты. SO2 |обычных t сущ-ет в равновесии с тетраОхом |

|получают из смеси оставш после обжига |диазотом N2O4: 2NO2 ( N2O4, При t>140С |

|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<, Еиониз велика, кристаллич. |оч. тверды и хим. устойчивы, сохр эти св-ва |

|решетка прочна. Be(OH)2- единственное в |при высок т. Хар-на тугоплавкость. |

|подгруппе основаие, облад. амфотерными |Бороводороды (бораны) получ. при действии HCl|

|св-вами, для атомов Be хар-на ковалентная |на Mg3O2. Из всей семси получ бороводородоы |

|связь в соедин, для оста Ме 2А гр – ионная. |выделены: В2Н6 (газ), В4Н6, В5Н9, В6Н10, |

|Be по св-вам сходем с Ал – диагональное |В5Н10 (жидк), В10Н11 – твердые. Тетраборан |

|сходство. BeO2 – белое, очень тугоплавкое |В4Н6 – летуч. жидк (т кип 18) с оч непр |

|вещ-во, примен. в кач. хим устойч огнеупорн |запах, пары кот. воспл на возд. При хранен |

|матер, Be(OH)2 – практич. нераств в Н2О, но |В4Н6 разлаг с образ диборана В2Н6. – газ, т |

|раств в к-тах и щелочах: |кип -92,5, на возд не загор, разлаг водой, |

|Be(OH)2+2NaOH(Na2[Be(OH)4]. Большинство солей|как и др бораны, с отщепл Н2 и образ Н3ВО3. |

|Be хорошо рас-мы в Н2О, соли щеземе в Н2О |Атомы бора в молек боранов связаны |

|нераств. Все соед. Be – токсичны |Н2-мостиками: [pic], пунктир – трехцентровая |

| |связь – общ е пара заним МО, охват три атома.|

|78. Магний – серебристо-белый блестящий Ме, | |

|сравнительно мягкий и пластичный, хороший | |

|проводник тепла и электричества. На воздухе |86. Борогидриды Ме. Самый простой и наиб |

|он покрывается тонкой Охной пленкой, |часто встреч гидридный анион бора – ВН4- - |

|придающей ему матовый цвет. Кристаллическая |борогидридный анион . Были получены |

|решетка магния отн к гексагональной системе. |борогидриды большиенства Ме. Самым распр |

|Разрушающе действуют на магний морская и |борогидридом щеме являя NаBH4. – кристалл |

|минеральная Н2О, водные р-ры HCl, H2SO4, |белое вещ-во, нелетуч и уст в сухом возд. |

|HNO3, H3PO4. При комнатной температуре на | |

|воздухе компактный магний химически стоек. На|87. Прим. соед. В. Борная кислота примен при |

|его поверхности образуется Охная пленка, |пригот эмалей и глазурей, в произв спец. |

|предохраняющая Ме от окисления. При |сортов стекла, в бемажн и кожевен произ-ве, в|

|нагревании химическая активность магния |ач дезинфец. ср-ва. Бура Na2B4O7 примен при |

|повышается. Считается, что верхний |сварке, резании и паянии, в произв легкоплавк|

|температурный предел устойчивости магния в |глазури, для фаянс и фарфор изделий, |

|кислороде лежит в интервале 350–400 oC. На |д/чугунной посуды, при изгот спец. сортов |

|воздухе магний воспламеняется при температуре|стекла, в кач. удобрения. |

|600-650 oC, при этом образуется MgO, частично| |

|Mg3N2; при 400–500 oC в атмосфере H2 под |88. С кислотами Al(OH)3 образует соли. |

|давлением образуется гидрид MgH2. Реакции |Производные большинства сильных кислот хорошо|

|сопровождаются большим выделением тепла |р-римы в воде, но довольно значительно |

|(чтобы нагреть стакан ледяной Н2О до кипения,|гидролизованы, и поэтому р-ры их показывают |

|достаточно 4 г магния) и мощным излучением |кислую реакцию. Еще сильнее гидролизованы |

|ультрафиолета. |р-римые соли Al и слабых кислот. Вследствие |

|При нагревании магний взаимодействует с |гидролиза сульфид, карбонат, цианид и |

|галогенами с образованием галогенидов; при |некоторые другие соли Al из водных р-ров |

|500–600 oC при взаимодействии с серой |получить не удается. Сульфат Al |

|образуется MgS; при более высокой температуре|Al2(SO4)3.18H2O получается при действии |

|возможно образование карбидов MgC2 и Mg2C3, |горячей серной кислоты на Ох Al или на |

|силицидов MgSi и Mg3Si2, фосфида Mg3P2. |каолин. Применяется для очистки Н2О, а также |

|Магний – сильный восстановитель, может |при приготовлении некоторых сортов бумаги. Из|

|вытеснить большинство Ме из их солей, H2 из |остальных производных Al следует упомянуть |

|Н2О и кислот. |его ацетат (иначе - уксуснокислую соль) |

|Холодная Н2О на магний почти не действует, с |Al(CH3COO)3, используемый при крашении тканей|

|горячей Н2О он медленно взаимодействует с |(в кач протравы) и в медицине (примочки и |

|выделением водорода. В разбавленных кислотах |компрессы). Нитрат Al легко р-рим в воде. |

|магний р-ряется даже на холоду. В HF магний |Фосфат Al нер-рим в воде и уксусной кислоте, |

|не р-ряется, поскольку на поверхности |но р-рим в сильных кислотах и щелочах. |

|образуется пленка из трудно р-римого в воде |Алюминаты наиб активных одновалентных Ме в |

|MgF2; в концентрированной H2SO4 почти не |воде хорошо р-римы, но ввиду сильного |

|р-ряется. Большинство солей магния хорошо |гидролиза р-ры их устойчивы лишь при наличии |

|р-римо в воде. Р-ры содержат бесцветные ионы |достаточного избытка щелочи. Алюминаты, |

|Mg2+, которые сообщают жидкости горький вкус.|производящиеся от более слабых оснований, |

|Соли Mg гидролизуются Н2О только при |гидролизованы в р-ре практически нацело и |

|нагревании р-ра. Почти все галоидные соли |поэтому могут быть получены только сухим |

|магния расплываются на воздухе и легкор-римы |путем (сплавлением Al2O3 с Ох-ми |

|в воде. Исключением является MgF2, р-римость |соответствующих Ме). Образуются |

|которого весьма мала. Нитрат магния |метаалюминаты, по своему составу |

|легкор-рим не только в воде, но и в спирте. |производящиеся от метаалюминиевой кислоты |

|Кристаллизуются он обычно в виде |HAlO2. Большинство из них в воде нер-римо. |

|Mg(NO3)2(6H2O (т. пл. 90оС). При нагревании | |

|выше температуры плавления нитрат отщепляет | |

|не только воду, но и HNO3, а затем переходит | |

|в Ох. Для сульфата магния характерен | |

|легкор-римый кристаллогидрат MgSO4(7H2O. | |

|Почти нер-римый в воде нормальный карбонат | |

|магния может быть получен только при | |

|одновременном присутствии в р-ре большого | |

|избытка CO2. | |

|79-80. Характер изменения кислотно-основных |89. Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2.12H2O |

|св-в однотипных соед в ряду Be, Mg, Ca, Sr, |применяются в больших количествах для |

|Ba, Ra. Be(OH)2 – амфотерное основание, |дубления кож, а также в красильном деле в кач|

|Mg(OH)2 – основание средней F, Ca(OH)2 – |протравы для хлопчатобумажных тканей. В |

|сильное основание, Sr(OH)2 и Ba(OH)2 – |последнем случае действие квасцов основано на|

|основания, сильнее, чем Са(ОН)2. От be – ra |том, что образующиеся вследствие их гидролиза|

|увеличиваются основные св-ва, кислотные |Al(OH)3 отлагается в волокнах ткани в |

|ослабюевают. |мелкодисперсном состоянии и, адсордбируя |

| |краситель, прочно удерживает его на волокне. |

|81.Амфотерность Be(OH)2. Be(OH)2 имеет | |

|ярко-выраженный амотерный хар-тер, чем отлич.|90. Оющая хар-ка эл-тов IIIA группы. |

|от гидрОх-в щеземе. В Н2О практич. нераств, |Характерные СО и типы соедин. Эл-ты 3а гр. |

|легко раств в к-тах и щелочах: |имеют 3е в наружном слое атома, 2-й нар слой |

|Be(OH)2+2NaOH(Na2[Be(OH)4]. Кислотн. св-ва |атома В имеет 2 е, Ал – 8е, Га, Ин, Та – 18е.|

|Be(OH)2 выражены очень слабо, поэтому в |Ме св-ва выражены слабее, чем у эл-тов 2 и 1 |

|водн. р-ре бериллаты сильно гидролизуются. |а гр. У В преоблад немеет св-ва. В соедин |

| |хар-на СО +3. С возраст АтМ появл более низк |

|82. Общ хар-ка солей щеземе. гидролиз солей |со +2, д/Та хар-ны СО +1. Ме св-ва от В к Та |

|Be, Mg. Многие соли щеземе малораств в Н2О |увелич, Ох бора – кислотнй хар-р, Ал, Га, ин |

|(карбонаты, сульфаты, фосфаты и др). |– амфотерн, таллий – основной. |

|Большинство солей Be, в т. ч. сульфат хорошо | |

|раст-мы в Н2О. В Н2О – рас-рах ионы Ве2+ |91. Нитрид бора, строение и св-ва. Нитрид |

|полверг. гидролизу, из-за чего р-ры солей Ве |бора можно получить взаимод В с аммиаком при |

|имеют кислую реакц. Большинство солей |т белого каления – белое вещ-во со слоистой |

|магния хорошо р-римо в воде. Р-ры содержат |структурой, похож на структуру графита. |

|бесцветные ионы Mg2+, которые сообщают |Структ ед-ца содерж черед-ся атомы B и N на |

|жидкости горький вкус. Соли Mg гидролизуются |расст. 1,45А с углами 120 (Сп2 у В). Расстоян|

|водой только при нагревании р-ра. Соли |между слоями 3,34А. Нитрид устройчив на |

|стронция и Ва сходны с солями Са. Они |воздухе, но медленно гидролиз. Н2О. |

|малор-римы ы воде и выпадают из р-ра в виде | |

|осадков, если ионы Стр и Ва встречаются с |92. гидрид Al можно получить косвенным путем.|

|ионами СО32- или SO42-. |Он представляет собой белую аморфную массу |

| |состава (AlH3)n. Разлагается при нагревании |

|83. В2О3 и Н3ВО3, строение и св-ва. H2SO4. |выше 105оС с выделением водорода. |

|HNO3 окисл В в борную к-ту Н3ВО3РHJJfsdfd |При взаимодействии AlH3 с основными гидридами|

|. Н3ВО3 – белые крист, блест. чеш кот. раств |в эфирном р-ре образуются гидроалюминаты: LiH|

|в Н2О. при кипяч р-ра Н3ВО3 вместе с парами |+ AlH3 = Li[AlH4] |

|н2О Н3ВО3 тоже отчасти улетуч. Н3ВО3 - |Гидридоалюминаты - белые твердые вещества. |

|слабая к-та. В2О3 – борный ангидрид – |Бурно разлагаются водой. Они - сильные |

|бесцветная хрупкая стеклообразная масса, |восстан-ли. Применяются (в особенности |

|плавящ при т=300С. Очень огнестоет, не |Li[AlH4]) в органическом синтезе. |

|восстан С даже при белом калении. В воде | |

|раств с обр-нием Н3ВО3 и выдел теплоты. |93. Ga, In, Tl. Общ хар-ка, нахожд в природе,|

| |св-ва и примен. Ga, In, Tl относ. к числу |

|84. Галогениды В, тетрафторбораты ме. С Г В |редких, в прир. в сколько –ниб больших конц |

|реаг при нагрев и обр-ет вещ-ва ВГ3 – В в |не встреч. Получаются из Zn концентратов |

|сос-нии сп2 – гибридиз, образ плоские молек с|после выплавки Ц-ка. Ga, In, Tl – серебристо |

|углами 1200 . ВГ3 – электродифицитные соедин.|белые мягкие Ме, с низкими Тпл. Макс СО +3, |

|BF3 – едкий, бесцветн газ, ткип-101, реаг-ет |могут проявл меньшую (Та +1). На воздухе |

|с Н2О. BCl3 – жидкость т кип = 12,5С. Дымит |стойки, Н2О не разлаг, легко раств в к-тах, а|

|во влажном возд, гидролизуются полностью. BI3|Га и Ин в щелочах. Ga: кварцевые термометы |

|– белое твердое вещ-во (т пл 3С.) Взаимод с |д/измер высок темп, сплавы, хорошо подд горяч|

|Н2О со взрывом. Комплексный анион BF-4 – |обраб. In: д/покрытия рефлектороы, вкладышей |

|тетрафторборат-ион. |подшипников, д/плавки препохранит, в |

| |полупроводниковой технике. Tl: в оптич. |

| |припборах, стекла с преломл способн, |

| |выпрямители, люминофоры, в фотоэлем. |

| | |

|94. Al. Общ хар-ка, нахожд. в природе, св-ва | |

|и применение. Al - самый распостраненный в | |

|земной коре Ме. (8%). Главная масса его | |

|сосредоточена в алюмосиликатах. Чрезвычайно | |

|распространенным продуктом разрушения | |

|образованных ими горных пород является глина,| |

|основной состав которой отвечает формуле | |

|Al2O3.2SiO2.2H2O. Из других природных форм | |

|нахождения Al наибольшее значение имеют | |

|боксит Al2O3.xH2O и минералы корунд Al2O3 и | |

|криолит AlF3.3NaF. В настоящее время в пром | |

|Al получают электролизом р-ра глинозема Al2O3| |

|в расплавленнном криолите. Al2O3 должен быть | |

|достаточно чистым, поскольку из выплавленного| |

|Al примеси удаляются с большим трудом. Хар-ая| |

|СО атома Al +3. Al - типичный амфотерный | |

|элемент. Для него характерны не только | |

|анионные, но и катионные комплексы. В виде | |

|простого вещества Al - серебристо-белый, | |

|довольно твердый Ме с плотностью 2,7 г/см3 | |

|(т.пл. 660оС, т. кип. ~2500оС). | |

|Кристаллизуется в гранецентрированной | |

|кубической решетке. Характеризуется высокой | |

|тягучестью, теплопроводностью и | |

|электропроводностью (составляющей 0,6 | |

|электропроводности меди). С этим связано его | |

|использование в производстве электрических | |

|проводов. При одинаковой электрической | |

|проводимости алюминмевый провод весит вдвое | |

|меньше медного. На воздухе Al покрывается | |

|тончайшей (0,00001 мм), но очень плотной | |

|пленкой Оха, предохраняющей Ме от дальнейшего| |

|окисления и придающей ему матовый вид. Al | |

|легко вытягивается в проволоку и | |

|прокатывается в тонкие листы. Алюминиевая | |

|фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в | |

|пищевой и фармацевтической пром для упаковки | |

|продуктов и препаратов. | |

|Основную массу Al используют для получения | |

|различных сплавов, наряду с хорошими | |

|механическими качествами характеризующихся | |

|своей легкостью. Важнейшие из них - дурAl | |

|(94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe и Si), | |

|силумин (85 - 90% Al, 10 - 14% Sk, 0,1% Na) и| |

|др. Алюминиевые сплавы применяются в ракетной| |

|технике, в авиа-, авто-, судо- и | |

|приборостроении, в производстве посуды и во | |

|многих других отраслях пром. По широте | |

|применения сплавы Al занимают второе место | |

|после стали и чугуна. Al, кроме того, | |

|применяется как легирующая добавка ко многим | |

|сплавам для придания им жаростойкости. При | |

|накаливании мелко раздробленного Al он | |

|энергично сгорает на воздухе. Аналогично | |

|протекает и взаимодействие его с серой. С | |

|хлором и бромом соед происходит уже при | |

|обычной температуре, с иодом - при | |

|нагревании. При очень высоких температурах Al| |

|непосредственно соединяется также с азотом и | |

|углеродом. Напротив, с водородом он не | |

|взаимодействует. По отношению к воде Al | |

|вполне устойчив. Но если механическим путем | |

|или амальгамированием снять предохраняющее | |

|действие Охной пленки, то происходит | |

|энергичная реак: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2(| |

|Сильно разбавленные, а также очень | |

|концентрированные HNO3 и H2SO4 на Al почти не| |

|действуют (на холоду), тогда как при средних | |

|концентрациях этих кислот он постепенно | |

|р-ряется. Чистый Al довольно устойчив и по | |

|отношению к соляной кислоте, но обычный | |

|технический Ме в ней р-ряется. | |

|При действии на Al водных р-ров щелочей слой | |

|Оха р-ряется, причем образуются алюминаты - | |

|соли, содержащие Al в составе аниона: Al2O3 +| |

|2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4] Al, лишенный | |

|защитной пленки, взаимодействует с водой, | |

|вытесняя из нее водород: 2Al + 6H2O = | |

|2Al(OH)3 + 3H2( Образующийся Al(OH)3 | |

|реагирует с избытком щелочи, образуя | |

|гидроксоалюминат: Al(OH)3 + NaOH = | |

|Na[Al(OH)4] Суммарное уравнение р-рения Al в | |

|водном р-ре щелочи: 2Al + 2NaOH + 6H2O = | |

|2Na[Al(OH)4] + 3H2( Al заметно р-ряется в | |

|р-рах солей, имеющих вследствие их гидролиза | |

|кислую или щелочную реакцию, например, в р-ре| |

|Na2CO3. | |

|95. Соед одновалентного Tl .Токсичность соед | |

|Tl+. TlОН – сильное, хорошо раств в Н2О | |

|основан. Большинство солей Tl (1) хорошо | |

|раст-мы в Н2О, но соли НГ, подобно солям Аг | |

|почти нераств и отлич светочувств, иск TlF, | |

|кот в Н2о раств. Tl и его соедин. весьма | |

|токсичны. | |

|96. Соед типа АВ. Арсенид индия и антимонид | |

|Га. Применение. Га и Ин склонны образ соедин | |

|с эл-тами V гр в соотнош 1:1, т.н соедин типа| |

|АВ, кот обладают св-вами полупроводников. Их | |

|можно получить при непосредтв взаимод эл-тов | |

|в свободном виде. GaSb облад полупроводник | |

|св-вами и исп в полупроводник пром. | |

|97. Сопоставление св-в В, Al, In, Ga, Tl. 3е | |

|в наружном слое атома, 2-й нар слой атома В | |

|имеет 2 е, Ал – 8е, Га, Ин, Та – 18е. Ме | |

|св-ва выражены слабее, чем у эл-тов 2 и 1 а | |

|гр. У В преоблад немеет св-ва. В соедин | |

|хар-на СО +3. С возраст АтМ появл более низк | |

|со +2, д/Та хар-ны СО +1. Ме св-ва от В к Та | |

|увелич, Ох бора – кислотнй хар-р, Ал, Га, ин | |

|– амфотерн, таллий – основной. | |

|98. применение AlCl3 в кач катализатора (при | |

|переработке нефти и при органических | |

|синтезах). Из фторалюминатов наибольшее | |

|применение (для получения Al, F2, эмалей, | |

|стекла и пр.) имеет криолит Na3[AlF6]. | |

|Промышленное производство искусственного | |

|криолита основано на обработке гидрОха Al | |

|плавиковой кислотой и содой: 2Al(OH)3 + 12HF | |

|+ 3Na2CO3 = 2Na3[AlF6] + 3CO2 + 9H2O | |

|Гидридоалюминаты Применяются (в особенности | |

|Li[AlH4]) в органическом синтезе. | |

|Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2.12H2O | |

|применяются в больших количествах для | |

|дубления кож, а также в красильном деле в кач| |

|протравы для хлопчатобумажных тканей. Сульфат| |

|Al Al2(SO4)3.18H2O Применяется для очистки | |

|воды, а также при приготовлении некоторых | |

|сортов бумаги. | |

|99. В. Общ хар-ка, нахожд. в природе, получ, | |

|св-ва и прим. В распр в природе мало (10-3% | |

|масс): борная к-та Н3ВО3, ее соли (Бура | |

|Na2B4O7(10Н2О). природн В сос-ит из двух | |

|стабильных изотопов 10В и 11В. Н2О на В не | |

|действ, при т комн В соед только с F, на | |

|возд. не окисл, горит при 700С красноватым | |

|пламенем. При накаливании смеси В с С бр-ся | |

|карбид бора В4С – тугоплавк вещ-во. В обр-ет | |

|слабые к-ты, не проявл амфотерн св-в. В имеет| |

|черный цвет и по тверд уст только алмазу. | |

|Своб В получ восстан В2О3 магнием.При этом В | |

|выдел в виде аморфного порошка ос примесями. | |

|Чист кристаллич В получ термическим | |

|разложением или восстан его галогенидов, а | |

|таже разложением Н2-соедин В. ВН3 – летуч | |

|соедин самовоспламе. Прим. в ядерной технике,| |

|добавка к стали и др. цветным сплавам, | |

|насыщение изд бором – борирование – повышает | |

|твердость и стройкость к короззии. | |