|
|
hcl и hno
(1) Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов. Периодическая система состоит из периодов. В настоящее время система включает семь периодов. Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает в себя 2 элемента, второй и третий периоды – по 8 элементов, четвертый и пятый – по 18, шестой – 32. Все периоды начинаются со щелочных металлов и заканчиваются инертным газом. В периоде по мере возрастания порядкового номера элементов происходит переход от типичных металлов (щелочные металлы) к типичным неметаллам (галогены, инертные газы). Большие периоды в отличие от малых включают в себя вставные декады. В состав вставных декад входят только металлы. VI и VII периоды включают еще по 14 элементов – лантаноиды в шестом периоде (Ce – Lu) и актиноиды в VII периоде (Th – Lr). Эти группы элементов вынесены за рамки таблицы. Расположение элементов по периодам в рамках периодической системы приводит к тому, что сходные по своим свойствам элементы располагаются в вертикальных столбцах. Такие последовательности элементов образуют группы. Группы подразделяются на подгруппы (основные и побочные). Основные подгруппы включают в себя элементы всех периодов. Побочные подгруппы образованны элементами вставных декад. Поскольку в декады входит десять элементов, то и таких подгрупп в таблице тоже десять. Семь первых элементов вводятся в семь основных подгрупп, а три последние входят в состав восьмой группы. Семейства – элементы, схожие по химическим свойствам. Элементы расположены по своим сходным свойствам, образуя группы: главные и побочные. Энергия ионизации-min энергия, необходимая для удаления электрона из атома. В группах элементов ПСХЭ потенциалы ионизации уменьшаются с возрастанием порядкового номера (только для s- и p- элементов) Энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к атому-энергия сродства к электрону. определяется строением электронных оболочек атомов. наиболее высокая энергия сродства характерна для галогенов. Способность атома оттягивать электр. Облако- э/о. э/о в периоде увеличивается с увеличением порядкового номера, в группах уменьшается. в группах с возраст порядкового номера возраст атомный радиус, в периоде-уменьшается. Номер элемента= заряд ядра, число электронов, число протонов; номер периода= число энерг.уровней; номер группы=число валентных электронов, max степень окисления. В периоде уменьшаются метал.св-ва, увелич.заряд ядра, уменьш.радиус, увелич.число внешних электронов. В группе увелич. Металл.св-ва, увелич заряд ядра,уменьш.радиус, число внешних электронов постоянно,с лабеет их связь с ядром.
(2)Коллигативные свойства растворов — это свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от хим. природы растворённого в-ва; свойства р-ров, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения.
Законы Рауля не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток — растворов электролитов. Для учёта этих отклонений Вант-Гофф внёс в приведённые выше уравнения поправку — изотонический коэффициент i, неявно учитывающий диссоциацию молекул растворённого вещества: Tкип =i*E*Cm. Tзам = i*К*Сm
Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Коэффициенты пропорциональности К и Е в приведённых выше уравнениях — соответственно криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя, имеющие физический смысл понижения температуры кристаллизации и повышения температуры кипения раствора с концентрацией 1 моль/кг. Для воды они равны 1.86 и 0.52 K·моль−1·кг
Зако́ны Ра́уля — общее название открытых французским химиком Ф. М. Раулем количественных закономерностей, описывающих некоторые коллигативные (зависящие от концентрации, но не от природы растворённого вещества) свойства растворов.
1)Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором прямопропорционально мольной доле растворенного вещества. N=(P0 – P)/P0. P0 – давление насыщ. пара над P – давление насыщенного пара над раствором. N – мольная доля растворенного вещества. N = n2/(n2+n1), n – кол-во вещества
2)Понижение температуры кристаллизации бесконечно разбавленных растворов не зависит от при роды растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. Tзам = К*Сm
3)Повышение температуры кипения бесконечно разбавленных растворов нелетучих веществ не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора . Tкип = E*Cm.
4)Осмотическое давление – давление которое нужно приложить к системе чтобы осмос прекратился. π = CMв-ва*R*T . CMв-ва - молярная концентрация р-ра, R - универсальная газовая постоянная, T – температура
(3) Серу получают из самородных руд или окислением H2S, а также восстановлением S02. Для очистки от примесей серу перегоняют и осаждают в виде мелкого порошка — «серного цвета». Селен и теллур получают при переработке сульфидных руд, в которых они содержатся в виде примесей, а также из анодных шламов, остающихся после электролитической очистки меди. Сера на холоду сравнительно инертна, а при нагревании легко реагирует с галогенами, кислородом, водородом, металлами. Сульфид водорода (сероводород) в лаборатории получают действием разбавленной соляной кислоты на сульфид железа(П): FeS + 2НС1 = H2S + FeCl2Молекула H2S имеет угловое строение. В обычных условиях сульфид водорода — бесцветный токсичный газ с резким запахом. Сульфид водорода — сильный восстановитель, сгорает с образованием серы или диоксида серы, а в растворах окисляется до серы или сульфат-иона: 5H2S + 2КМп04 + 3H2S04 = 5S + 2MnS04 + K2S04 + 8Н20 H2S + 4С12 + 4Н20 = H2S04 + 8НС1
Безводная серная кислота— бесцветная маслянистая жидкость с т. пл. 10,4 °С, растворяет SO3 в любых соотношениях, образуя олеум H2SO4 xS03. При х = 1 образуются бесцветныекристаллы дисерной кислоты H2S2O7. В лаборатории используют концентрированную серную кислоту (м^НгБСЬ) = 96- 98%, р = 1,84 г/мл), которая обладает сильно выраженными водоотнимающими свойствами. Она способна дегидратировать и обугливать многие органические вещества: С12Н22О11 Нг5°4 > 12С+ 11Н20 В водных растворах H2SO4 двухосновная кислота (Ка,2 = 1,3-10-2), образует два ряда солей — сульфаты и гидросульфаты. Разбавленная серная кислота окисляет активные металлы (ф°< 0) с выделением водорода, а концентрированная, в зависимости от активности металла и температуры, восстанавливается до SO2, S или H2S. 2Ag + 2H2SO4 = Ag2S04 + S02 + 2Н20 4Mg + 5H2S04 = 4MgS04 + H2S + 4H20 На холоду серная кислота пассивирует ряд металлов (Fe, Cr, Al, Bi, Со, № и др.) за счет образования оксидной пленки. Известны следующие пероксикислоты серы: H2SO5 — пероксимоносерная (кислота Каро) и H2S208 — пероксидисерная (надсерная). Пероксидисерную кислоту в промышленности получают электролизом серной кислоты (w > 50%). На аноде протекает реакция: 2HSO4 - -2e = H2S208 Электролизом концентрированных растворов гидросульфатов калия и аммония получают пероксидисульфаты. Пероксимоносерную кислоту можно получить из хлорсульфоновой кислоты и пероксида водорода: H0S02C1 + Н202 = H2S05 + НС1, а также при обработке 100%-ной H2S208 пероксидом водорода: H2S208 + H202 = 2H2S05 При гидролизе пероксикислот образуется пероксид водорода: H2S208 + 2Н20 = 2H2S04 + Н202 На этой реакции основан промышленный метод получения Н202. Пероксисерные кислоты и пероксидисульфаты — сильные окислители
(4) C=C(1/z)/z=0.00025 C(OH-)=0.0005моль/л pOH=-lgC[OH-]=3.3 pH=14-3.3=10.7
17билет
Метод ВС. Гибридизация атомных орбиталей, пространственное расположение атомов в молекулах, характерные структуры трех- четырех-, пяти- и шестиатомных молекул. Молекулярность и порядок реакции. Понятие о механизмах химических реакций. Общая характеристика d-элементов I группы. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Сопоставление свойств s- и d-элементов I группы.
(1)Метод ВС. Гибридизация атомных орбиталей, пространственное расположение атомов в молекулах, характерные структуры трех- четырех-, пяти- и шестиатомных молекул.
Суть гибридизации заключается в том, что близкие по форме и энергии молекулярные орбитали могут быть заменены тем же числом атомных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.
Условия:
Подвергаются s, p, d (предвнешнего) одного уровня: близки по энергии.
Число гибридных орбиталей равно числу исходных.
Уменьшение потенциальной энергии.
Изменение формы электронного облака.
AB2 – sp (линейная) 180гр
AB3 – sp2 (плоский треугольник или тригональная пирамида)120гр.
AB4 – sp3 (идеальный тетраэдр)109гр 18м
AB3, AB2 (есть свободная электронная пара) – sp3 (искаженный тетраэдр) 107гр/ 104гр4м
AB4 – dsp2 (плоский квадрат) 90гр
AB5 – sp3d (тригональная бипирамида) – угол в 120 градусов
AB6 – sp3d2 (тетраэдр)
(2) Для характеристики механизма реакции вводится новое понятие новое понятие молекулярности реакции. Молекулярность реакции – это число молекул, принимающих участие в элементарном акте химического взаимодействия. Химический процесс превращения реагентов в продукты реакции состоит из множества последовательных актов химического взаимодействия.
Схему, указывающую эту последовательность, называют механизмом реакции.
По молекулярности различают моно- и бимолекулярные реакции. Что касается тримолекулярных реакций, то они крайне редки, поскольку вероятность столкновения в какой-то точке реакционного пространства трех молекул, отвечающих указанным ранее критериям, крайне низка. Реакции, в которых участвуют три или более молекул, протекают как правило, по схеме:
А+В+С=Q первая стадия реакции А+В=Р вторая стадия реакции Р+С=Q То есть в данном случае имеет место последовательность бимолекулярных процессов. Мономолекулярными, как правило, являются реакции разложения: HOCl=HCl+1/2О2 Для иллюстрации понятия «механизм реакции» рассмотрим цепную реакцию хлорирования метана: СН4+Cl=CH3Cl+HCl (общая схема). Схема механизма реакции: I стадия Cl2 => 2Cl II стадия CH4+Cl => CH3+HCl III стадия CH3+Cl2 =>CH3Cl+Cl Представленная схема хлорирования метана показывает, что процесс хлорирования протекает по радикальному механизму.
(3) Все s-элементы I группы проявляют устойчивую степень окисления +1.
Т.к. значения энергии ионизации низкие, проявляются сильные восстановительные свойства атомов. С увеличением порядкового номера усиливаются металлические свойства. В свободном состоянии s-элементы I и II группы-металлы серебристо-белого цвета. Щелочные металлы имеют рыхлую кристаллическую решетку, легкие, низкоплавкие, s-элементы химически активны. s-элементы I группы образуют с кислородом оксиды Э2О, пероксиды Э2О2, надпероксиды ЭО2(Э2О4) и озониды ЭО3. С ростом радиуса атомов при переходе от лития к цезию устойчивость пероксидов увеличивается, а оксидов – уменьшается. При взаимодействии с кислородом литий образует оксид: 4Li+O2 =2LiO2 натрий – пероксид:2Na+ O2 = Na2O2 элементы подгруппы калия – надпероксиды: K+ O2 =KO2 Озониды образуют только калий, рубидий, цезий:
K+ O3 =KO3 4KOH+4O2 = KO3 + O2 +2H2O Оксиды натрия и элементов подгруппы калия получают из пероксидов: Na2O2 + 2Na=2Na2O. Биологическая роль: тело животных и человека состоит частично из этих атомов, которые осуществляют многие процессы в организме.
Основные степени окисления: Cu – II Ag - I Au - III Свойства элементов главной и побочной подгрупп различны. Радиусы атомов d-элементов значительно меньше, что обусловливает более высокие значения энергий ионизации атомов, а также большие плотности и высокие температуры плавления простых веществ. Валентными являются s и один или два d-электрона предпоследнего уровня. Химическая активность уменьшается с возрастанием порядкового номера элемента, а радиус атома и энергия ионизации увеличивается. Cu Ag Au -хорошие комплексообразователи(их восстановит. активность увелич.) Медь взаимодействует с кислородом с образованием СигО и СиО. Ag Au окисляются кислородом только в присутствии цианид-ионов или сероводорода. 4Au + 02 + 8KCN + 2Н20 = 4K[Au(CN)2] + 4КОН 4Ag + 02 + 2H2S = 2Ag2S + 2Н20 Cu Ag реагируют с серой, Cu Ag Au – с хлором. Cu образует Си(ОН)2 и СиОН. 2CuS04 + Н2СО + 5NaOH = 2CuOH + HCOONa + 2Na2S04 + 2H20; CuOH — малорастворимое вещ-во желт. цв., очень неустойчивое и легко отщепляющее воду: 2CuOH = Си20 + Н20. CuS04 + 2КОН = Cu(OH)2 + K2S04 [Cu(NH3)4]S04 + 2NaOH=Cu(OH)2+Na2S04+4NH3) AgOH оч. неустойчив и в вод. р-ре не обр-ся:2AgN03 + 2NaOH = Ag20+2NaN03+H20. AgOH м. б. получен при действии щелочи на спиртовый раствор нитрата серебра при -50 °С. Гидроксиды золота(1) и (III) получают обменными реакциями. Аи(ОН)з – амфотерный. Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4] Au(OH)3 + 4НС1 = H[AuC14] + 3H20 .Cu(OH)2 амфотер. с преоблад. основных св-в. Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4] конц. Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20 Соли меди. Большинство солей меди(П) хорошо раствор. в воде. Безводн. CuS04 — порошок белого цвета. При растворении - [Си(Н20)4]2+ синего цвета. CuS04 5Н20 (медный купорос). CuCl — малораствор. в воде соедин. бел. цв. CuCl + 2Na2S203 = Na3[Cu(S203)2] + NaCl. В насыщ. р-рах CuC12 образуются аутокомплексы зеленого цвета: 2CuC12 = Cu[CuCl4] Cu(Ш) находится в купратах: 2CuO + Na202 = 2NaCu02 2Cu(OH)2 + Ва(ОН)2 + NaOCl = Ba(Cu02)2 + NaCl + 3H20 Соединения Cu(Ш) — сильные окислители: 2NaCu02 + 8НС1 = 2CuC12 + 2NaCl + 4H20 + Cl2. Галогениды Ag м. получить действием галогенов на Ag. Растворимость AgHlg уменьшается в ряду AgF - Agl. AgF хорошо растворим в воде. Остальные галогениды Ag мало растворимы и м.б. получены обменными реакциями в растворе: Ag+ + Hlg- = AgHlg AgCl и AgBr р-ся в концентр. аммиаке с образованием комплексного иона [Ag(NH3)2]+. Все галогениды Ag рас-ся в р-ре тиосульфата натрия: AgHlg + 2S2032- = [Ag(S203)2]3- + Hlg
(4) C(H+)= sqrt(Ka*Cm) Cm=33.6*10-2 w=C*M/р =1561*10-5=1.56%
18 билет
Описание молекулы методом валентных связей (МВС). Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. Примеры. Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активности и активность ионов. Фосфор: аллотропия, соединения с металлами, водородом, кислородом, галогенами. Кислоты фосфора. Биологическая роль фосфора.
(1)В методе валентных связей связь двухцентровая, локализованная. Связь образуется с помощью двух механизмов: обменного и донорно-акцепторного.
Обменный механизм.
 Если спины разные, происходит притягивание, перекрывание электронных облаков => вероятность нахождения электрона сужается => образуется связь.
Донорно-акцепторный механизм.
Свободные электронные пары + свободные орбитали.
Образуются дативные связи.
(2)Электролиты — вещества, образующие в растворах и расплавах ионы. К электролитам относят соли, кислоты и основания. Сильные электролиты в растворе полностью ионизированы:
НСl = Н+ + Сl; Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН.Практически все соли относятся к сильным электролитам. Большинство кислот и оснований — слабые электролиты. К сильным относят некоторые ки слоты элементов V—VII групп и все комплексные кислоты.. В число оснований — сильных элек тролитов входят основания, образованные S-элементами I и II групп, и все комплексные основания. Коэффициент активности иона как величина, учитывающая взаимодейст вие ионов в растворе, определяется двумя факторами: зарядом ионов и концентрацией ионов.
активность ионов. где C иона – истинная концентрация иона (моль/л), а γ – коэффициент активности, показывающий отклонение свойств данного раствора от идеального (в оч. разбавленных р-рах = 1). Ионная сила раствора учитывает оба фактора (заряд и концентра цию ионов), от которых зависит коэффициент активности. Суммарное влияние различных ионов на его активность выражается с помощью ионной силы раствора.
(3) В природе фосфор встречается в виде минералов: фосфорита Саз(Р04)2 и апатитов ЗСаз(Р04)2 CaF2; ЗСаз(Р04)2 Са(ОН)2. Из природных соединений фосфор получают восстановлением углем в электрических печах при температуре 1500-2000 °С по реакции: 2Са3(Р04)2 + 6Si02 + 10С = 6CaSi03 + 10СO + Р4 .Известно несколько аллотропных модификаций фосфора: белый, фиолетовый, черный и другие. Белый фосфор имеет молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Очень токсичен. Доза 0,1 г смертельна для человека. Белый фосфор очень активен, самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Применяемый в лаборатории красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных форм. Химическая активность фосфора выше, чем азота. Он взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, металлами. Соединения фосфора с металлами — фосфиды — получают или непосредственным взаимодействием фосфора с металлами: 3Mg + 2Р = М3Р2 или восстановлением фосфатов углем: Са3(Р04)2 + 8С = Са3Р2 + 8СО .Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионную структуру и легко разлагаются водой и кислотами: Са3Р2 + 6Н20 = ЗСа(ОН)2 + 2РН3 Са3Р2 + 6НС1 = ЗСаС12 + ЗРН3 Фосфиды d-элементов — нестехиометрические соединения, химически малоактивны. Например, CuP2 Cu2P, CusP2. С водородом фосфор образует два соединения: фосфин, РН3, и дифосфин, Р2Н4. Фосфин, РНз, — бесцветный газ с неприятным запахом, токсичен, термически устойчив. В отличие от аммиака фосфин можно получить только косвенно: гидролизом ионных фосфидов: Na3P + ЗН20 = 3NaOH + РН3 взаимодействием белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при нагревании: 8Р + ЗВа(ОН)2 + 6Н20 = ЗВа(Н2Р02)2 + 2РН3 Молекула фосфина менее полярна, чем молекула аммиака. Основные и электронодонорные свойства фосфина проявляются очень слабо, поэтому он образует соли фосфония только с очень сильными кислотами: РН3 + HI = PH4I Водородные связи между молекулами РНз практически не проявляются, поэтому температуры кипения и плавления фосфина ниже, чем аммиака. Фосфин проявляет сильные восстановительные свойства, самовоспламеняется на воздухе: 2РН3 + 402 = Р205 +ЗН20. Дифосфин, Р2Н4, — жидкость, с т. кип. +52 °С. Сильный восстановитель, самовоспламеняется на воздухе. Основных свойств не проявляет. Галогениды фосфора РГ3 и РГ5 (кроме йодида фосфора(У)) получают непосредственно из простых веществ. Это ковалентные соединения, относящиеся к классу галогенангидридов. Легко разлагаются водой, дымят на воздухе: РС13 + ЗН20 = Н3РО3 + ЗНС1 РС15 + Н20 = РОС13 + 2НС1 Фосфорноватистая кислота, Н3Р02, одноосновная, средней силы Н3Р02 Н+ + Н2Р02 При н.у. Н3Р02 — бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде. Соли - гипофосфиты — получают при взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочей. Фосфорноватистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями: Н3Р02 + 2CuS04 + 2Н20 = 2Cu + H2S04 + Н3Р04 Окислительные свойства проявляются только при взаимодействии с сильными восстановителями: 2Zn + Н3Р02 + 2H2S04 = 2ZnS04 + РН3 + 2Н20 При нагревании фосфорноватистая кислота диспропорционирует: 2Н3Р02 = РН3 + Н3Р04 Фосфористая кислота, Н3РО3, может быть получена гидратацией оксида фосфора(Ш) или гидролизом галогенидов фосфора(Ш): Р4Об + ЗН20 = ЗН3РО3 РГ3 + ЗН20 = Н3РО3 + ЗНГ Фосфористая кислота двухосновна и при взаимодействии с металлами и щелочами дает два ряда солей: фосфиты, М2НРОз, и гидрофосфиты, МН2РОз. Фосфористая кислота и ее соли — сильные, но медленно действующие восстановители: HgCl2 + Н3РО3 + Н20 = Н3РО4 + Hg + 2НС1 Однако активные металлы в кислой среде восстанавливают Н3РО3 до фосфина: 3Mg + Н3РО3 + 2H2SO4 = РНз + 3MgS04 + ЗН20 При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует:4Н3Р03 = РН3 + ЗН3РО4 Фосфорная кислота (ортофосфорная), Н3РО4, трехосновная кислота образует три ряда солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты. В промышленности фосфорную кислоту получают из фосфата кальция: Са3(Р04)2 + 3H2S04 = 3CaS04 + 2Н3Р04 . Чистую Н3РО4 получают при взаимодействии с водой Р4О10, РСЬ или POCI3, а также окислением красного фосфора азотной кислотой: ЗР + 5HN03 + 2Н20 = ЗН3РО4 + 5NO При нагревании до 200 °С ортофосфорная кислота и гидрофосфаты обезвоживаются с образованием четырехосновной дифосфорной кислоты или ее солей: 2Н3Р04 = Н20 + Н4Р2О7 2NaHP04 = Н2О + Na4P2O7 При нагревании выше 300 °С ортофосфорная кислота и дигидрофосфаты обезвоживаются с образованием полимерных метафосфорных кислот или метафосфатов: Н3РО4 = nН2О+ (НРОз)n, nNa2H2P04 = nН20 + (NаРОз)n, В растворах мета- и дифосфорная кислоты и их соли медленно гидролизуются до Н3РО4 и ее солей. Степень окисления V для фосфора устойчива, фосфорная кислота и фосфаты практически не проявляют окислительных свойств.
(4) Ksp=4S3 S=2.466*10-17моль/л С(Ag+)=2*C(Ag2S)=4.932*10-17моль/л m(Ag+)=C(Ag+)*V*M(Ag)=2.66*10-15 г
19 билет
Закономерности в изменении свойств атомов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность.
Необратимый гидролиз. Совместный гидролиз.
Кислород: получение, строение атома и молекулы. Аллотропия. Химические свойства. Пероксид водорода: получение, строение, свойства. Применение кислорода и пероксида водорода в медицине.
(1)Элементы расположены по своим сходным свойствам, образуя группы: главные и побочные. Энергия ионизации-min энергия, необходимая для удаления электрона из атома. В группах элементов ПСХЭ потенциалы ионизации уменьшаются с возрастанием порядкового номера (только для s- и p- элементов) Энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к атому-энергия сродства к электрону. определяется строением электронных оболочек атомов. наиболее высокая энергия сродства характерна для галогенов. Способность атома оттягивать электр. Облако- э/о. э/о в периоде увеличивается с увеличением порядкового номера, в группах уменьшается. в группах с возраст порядкового номера возраст атомный радиус, в периоде-уменьшается. Номер элемента= заряд ядра, число электронов, число протонов; номер периода= число энерг.уровней; номер группы=число валентных электронов, max степень окисления. В периоде уменьшаются метал.св-ва, увелич.заряд ядра, уменьш.радиус, увелич.число внешних электронов. В группе увелич. Металл.св-ва, увелич заряд ядра,уменьш.радиус, число внешних электронов постоянно,с лабеет их связь с ядром.
(2) Гидролиз-обменное взаимодействие между ионами соли и водой
Особые случаи гидролиза. Необратимый гидролиз. Необрати мый гидролиз известен только для некоторых солей — Cr2S3, A12S3 и др. В воде эти соли полностью разлагаются:
Cr,S3 + 6Н0Н -> 2Сг(0Н)3 + 3H2S.
К числу особых случаев гидролиза следует отнести и совместный гидролиз. Совместный гидролиз возможен в растворе двух или более со лей. Условием для протекания этого типа гидролиза является гидро лиз одной соли по катиону, а второй — по аниону:
А” + НОН НА + ОН", Ме+ + НОН МеОН + Н\
Образующиеся гидроксид-ионы и ионы водорода выводятся из сферы реакции в виде молекулы воды.
Этот тип — тип необратимого гидролиза. Он характерен для со лей металлов со степенями окисления +3 и +2 (Fe3+, Ст3+. Си2*, Zn2+ и др.). Природа продуктов гидролиза определяется природой их солей. В случае солей металлов со степенями окисления +3 продук тами реакции является слабые основания и кислота:
CrCl3 + 3Na2C03 + 6Н20 -> 2Сг(ОН)3 + Н2С03 + 6NaCI
2А1С13 + 3Na2S + 6 Н20 = 2А1(ОН)3 + 6NaCl + 3H2S.
Если соль образована металлами со степенями окисления +2, то один из продуктов реакции — основная соль:
2CuC12 + 2Na2C03 + Н20 = (Cu0H)2C03 + СО, + 2NaCl.
(3) Кислород — самый распространенный элемент. Его массовая доля в земной коре составляет 47,4 %.. Объемная доля кислорода в земной атмосфере 21 % кислорода (массовая доля 23 %). Большое количество кислорода содержится в гидросфере (вода морей и океанов). Как простое вещество кислород существует в виде двух аллотропных модификаций: молекулярного кислорода 02 и озона Оз. Основная масса его находится в верхних слоях атмосферы (на высоте 10-30 км) и существенно влияет на климат Земли. Толщина озонного слоя всего
3 мм. Озон задерживает губительное для живых организмов ультрафиолетовое излучение Солнца и поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствуя ее охлаждению. Молекула 02 парамагнитна, кратность связи равна двум. Молекула Оз диамагнитна, полярна. Озон характеризуется более высокими температурами плавления и кипения, чем кислород, вследствие более сильного межмолекулярного взаимодействия. O2 получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, электролизом воды. В лабораторной практике кислород получают термическим разложением солей или оксидов: 2КС10з = 2КС1 + 302 (катализатор Мп02) 2КМ11О4 = К2Мп04 + Мп02 + 02 2KN03 = 2KN02 + 02 Озон получают действием тихого электрического разряда на кислород в специальных приборах — озонаторах:302 203 Озон— эндотермическое соединение но разлагается довольно медленно. Пероксид водорода получают гидролизом пероксидисерной кислоты или ее солей: H2S208 + 2Н20 = 2H2S04 + Н202 и окислением алкилантрацен-9,10-диолов, пропан-2-ола и других веществ. По данным рентгеноструктурного анализа молекула Н202 имеет несимметричное строение: температура кипения Н2О2 выше, чем температура кипения воды, и составляет 150 °С. В обычных условиях Н2О2 — сиропообразная жидкость, с водой смешивается в любых соотношениях. В растворе пероксид водорода проявляет слабо выраженные кислотные свойства, реагирует с основаниями: Н202 + 2LiOH = Li202 + 2Н20 Степень окисления кислорода в Н2О2 равна -I, поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Вследствие меньшей прочности связи 0-0 для Н2О2 более характерны окислительные свойства: Н202 + 2Ш = 12 + 2Н20 Восстановительные свойства Н2О2 проявляет только при взаимодействии с сильными окислителями: Н2О2 + Ag20 = 2Ag + О2 + Н2О При хранении пероксид водорода постепенно разлагается: 2Н202 = 2Н20 + 02 Процесс разложения ускоряется под действием света, при нагревании и в присутствии катализаторов (Pt, М11О2, NaOH). В фармацевтической практике применяются 3%-ный раствор Н2О2 и 30%-ный (пергидроль). Окислительные свойства Н2О2 проявляет в реакции с хлоридом хрома(Ш) в щелочной среде: СгС13 + 4NaOH = Na[Cr(OH)4] + 3NaCl 2Na[Cr(OH)4] + ЗН2О2 + 2NaOH = 2Na2Cr04 + 8H20. а восстановительные — с перманганатом калия: 2KMn04 + 3H2S04 + 5Н202 = 2MnS04 + 502 + K2S04 + 8Н20
(4) m=C*V*M=4.8 г V=m/(C(1/z)*M(1/z))=1л
20 билет
|
|
|
Скачать 2.86 Mb.