Шпора. Экзамен по химии. 1. Основные понятия в химии вещество, молекула, атом. Строение атома. Химический элемент. Изотопы. Атомная единица массы. Число Авогадро. Моль

Название	1. Основные понятия в химии вещество, молекула, атом. Строение атома. Химический элемент. Изотопы. Атомная единица массы. Число Авогадро. Моль
Анкор	Шпора. Экзамен по химии.docx
Дата	07.05.2017
Размер	0.55 Mb.
Формат файла
Имя файла	Шпора. Экзамен по химии.docx
Тип	Документы #7191
Категория	Химия
страница	7 из 8

1 2 3 4 5 6 7 8

28.Углерод, его свойства и соединения. Круговорот углерода в природе.

Углерод(С)-главный из элементов органогенов т.к. образует скелеты всех органических молекул. В органических веществах углерод всегда четырёх валентен, что связано с наличием на внешнем уровне в возбуждённом состоянии четырёх не спаренных электронов на четырёх орбиталях.

С 1S² 2S² 2P² ––> C ^* 1S² 2S¹ 2P³^{-возбуждённое состояние.}Равенство числа электронов и число орбиталей на внешнем уровне а также уникальное сочетание заряда ядра и радиуса атома сообщается с рядом специфических свойств:

1 в зависимости от природы атома с которым реагирует атом углерода, он может как отдавать так и принимать электроны проявляя в соединениях степень окисления от -4до +4.

2.Атомные орбитали на внешнем энергетическом уровне могут легко претерпевать различные типы гибридизации- sp; sp²; sp³_,что позволяет атому углерода образовывать кратные связи (двойные, тройные, бензольное кольцо) это в свою очередь приводит к огромному числу органических молекул.

Кислотно-основные свойства углерода. Углерод образует два основных оксида: СО(несолеобразующий)-оксид углерода

СО₂(кислотный)-диоксид углерода.

Также существует С₃О₂(О=С=С=С=О)-триоксид углерода.

СО₂умеренно растворим в воде. При температуре 0⁰С в одном объёме воды растворяется 1объём СО_2.В растворах СО₂ присутствует сложное равновесие:

СО₂+Н₂О↔Н₂СО₃↔Н⁺+НСО₃^-↔2Н⁺+СО₃^2- (при увеличении рН равновесие смещается вправо ).

Н₂СО₃- очень слабая кислота, образует 2 типа солей: кислые гидрокарбонаты и средние карбонаты (раствори соли щелочных Ме кроме Li₂CО₃ и аммония (NH₄)₂CО₃). Так как это соли очень слабой кислоты то в растворах они подвергаются гидролизу по аниону:

НСО₃^-+Н₂О↔ Н₂СО₃+ОН^-

СО₃^2--+Н₂О↔ НСО₃^-+ОН^- -среда растворов щелочная.

В момент образования Н₂СО₃ разлагается на СО₂и Н₂О,поэтому такие соли, как питьевая вода (NaHCO₃), мел (CaCO₃) и магнезия (4MgCO ∙ Mg(OH)₂- Н₂О) применяются как антоцидные (нейтрализующие кислату) средства. Для снижения повышенной кислотности желудочного сока: NaHCO₃+НCl--->NaCl+СО₂↑ + Н₂О

CaCO₃+2 НCl--->CaCl₂ +СО₂↑+ Н₂О

Угольная кислота гидрокарбонат иона НСО₃^- образует карбонатную буферную систему, главную систему плазмы крови, обеспечивает постоянство рН на уровне 7,4±0,05.

Содержащие в природной воде гидрокарбонаты Ca и Mg обуславливают её временную (карбонатную) жёсткость, которая удаляется при кипячении:

Са(НСО₃)₂-^t-->СаСО₃↓ + СО₂+ Н₂О

Mg(НСО₃)₂-^t--> Mg(OH)₂↓+2СО₃↑

Окислительно-восстановительные свойства углерода.

С Ме и Н₂ углерод проявляет отрицательную степень окисления, а с атомами высокой электроотрицательности, галогенами, кислородом и азотом- положительную степень окисления. Таким образом степень окисления углерода может изменяться от -4(NН₄) до +4 (СО₂).

Соединения углерода в организме в различных процессах могут выступать как в качестве восстановителей (СО₃^2-), так и окислителей. Восстановление может протекать как в частичной, так и в полной форме( при полном окислении конечными продуктами являются: СО₂; Н₂О, если присутствует азот, то N₂)

CН₃-CН₂-ОН+ [О]--->CН₃-СОН + Н₂О

CН₃-CН₂-ОН+6 [О]--->2 СО₂+3 Н₂О

Окислительные свойства углерода проявляются при присоединении водорода по кратным связям.

Комплексообразовательные свойства углерода.

В возбуждённом состоянии у атома углерода на его четырёхатомных орбиталях располагаются по одному не спаренному электрону, поэтому в процессах комплексообразования могут принимать участия только такие соединения углерода (молекулы или ионы), которые содержат готовую не поделённую электронную пару. К таким высокореакционным лигандам относятся: угарный газ(СО)и цианид ионы (СN^-). Данные частицы размещая свои электронные пары в свободных орбиталях переходных Ме (Fe²⁺; Сu²⁺) приводят к образованию сложных компонентом, с этим связана ядовитость данных частиц.

ННb+ СО---> ННb СО

ННbO₂+ СО--->ННb СО+ O₂

ННbO₂+ СN---> ННb СN^-+O₂

Круговорот углерода в природе.

В основе круговорота углерода лежит окислительно-восстановительные реакции. Растения в результате реакции фотосинтеза( 6CO₂+6Н₂О=С₆Н₁₂О₆+6O₂) усваивают CO₂из атмосферы и литосферы. Животные поедают растения , а человек потребляет как растения, так и животных. В результате процессов дыхания в атмосферу выделяется CO₂. CO₂, а также СН₄( при анаэробном окислении) выделяется в процессах гниения и разложения.

Кроме того часть углерода выводится из атмосферы при образовании угля, торфа, нефти, газа, а также связывается в виде средних, кислых и основных солей.

Са(ОН)₂+ СО₂----> СаСО₃+ Н₂О-средние

СаСО₃+ СО₂+ Н₂О--->Са(НСО₃)₂-кислые

2Сu(ОН)₂+ СО₂--->Сu(ОН)₂ СО₃+ Н₂О. -основные

Основная реакция (р-я фотосинтеза) регулирует соединения СО₂в атмосфере, однако в результате деятельности человека, в атмосферу, за счёт сжигания топлива, попадает огромное количество СО₂, которое в полном объёме не усваивается растениями, в связи с чем концентрация СО₂ растёт, что может привести к парниковому эффекту, способному привести к глобальному изменению климата планеты.
29Азот, его свойства. Аммиак. Кислородные соединения азота. Круговорот азота в природе.

Азот-элемент, находящийся во втором периоде, пятой группе таблицы Менделеева. При нормальных условиях азот - бесцветный газ, без запаха и малорастворимый в воде. На внешнем электронном уровне имеет 5 электронов, 3 из которых не спарены. Именно поэтому молекула азота имеет двухатомное строение, каждый атом имеет по 3 неспаренных электрона и соединяясь они образуют три общие электронные пары.

Аммиак - бесцветный газ с резким характерным запахом нашатыря. Очень хорошо растворим в воде. Из химических свойств выделяют:

Взаимодействие аммиака с водой и образование NH4OH, раствор имеет слабощелочную среду.

С кислотами образует слои аммония

При нагревании горит в атмосфере кислорода и образует азот и воду, а при нагревании на платине образуется оксид аммиака NO

При 1000 градусов по Цельсию аммиак образует с метаном и кислородом синильную кислоту HCN с выделением воды.

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

К кислородным соединениям азота относят его оксиды. Всего их 5: N2O, N2O3, NO, NO2, N2O5.

N2O - несолеобразующий оксид. Также известный как веселящий газ. При нагревании распадается на азот и кислород. Используется как слабый наркоз в медицине.

NO – бесцветный газ, мало растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот, щелочей. При обычной температуре с кислородом образует NO2. Получают в промышленности каталитическим окислением азотной кислоты.

N2O3 – темно-синяя жидкость, неустойчив при обычных условиях, взаимодействует с водой образуя HNO2(азотистую кислоту).

NO2 – бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха. Взаимодействует с водой образуя азотную и азотистую кислоты.

N2O5 – бесцветное кристаллическое вещество. Разлагается на NO2 и O2. Сильный окислитель. С водой образует азотную кислоту.

Круговорот:

Азот атмосферы в результате азотфиксации (усвоение азота клубеньковыми бактериями), преобразуется в белки этих бактерий. Мочевая кислота выделяемая птицами и рептилиями и выделения бактерий в результате жизнедеятельности под влиянием почвенных бактерий преобразуется в аммиак и углекислый газ. Образовавшийся аммиак идет на нитрификацию. Из него образуются нитриты и нитраты. Это происходит благодаря нитрифицирующим бактериям, которые делятся на 2 группы: одни окисляют аммиак до нитрита, а другие окисляют нитриты в нитраты. Затем происходит денитрификация. Процесс происходит благодаря денитрифицирующим бактериям. Они восстанавливают нитрат через нитрит в в азот и N2O.
30.Фосфор,его содинения

Как и азот, он находится в 5группе,на внешнем уровне у него 5 электронов, но в отличие от азота у фосфора имеется свободный 3d-подуровень, на кот.в возбуждённом состоянии переходит электрон с S-подуровня, таким образом, максимальное число неспаренных валентных электронов у фосфора достигает 5,максимал.валентность=5.

С.о.в соединениях у фосфора измеряется от -3(PH₃) до + 5 (Н₃РО₄).В природе фосфор встречается только в форме фосфат ионов, кот. для соединения фосфора наиболее устойчива. В организме чел. фосфаты играют важную роль 1)служат структур. компонентами скелета клеточ. мембран и нуклеиновых к-та также содержатся в костной ткани в виде гидроксоапатитов кальция Ca₅(PO₄)OH. 2)Полифосфаты аккумулируют и переносят энергию в ор-ме. Для фосфора известны 3 аллотропные модификации: белый, красный, чёрный. Наиболее актив. формой явл. белый фосфор, молекула кот. состоит из 4-х атомов Р4(в р-ции пишется Р).В мол. фосфора как и все кислород к-ты фосфора имеют пирамидальное строение.

Н₃РО₄-ортофосфорная(фосфорная)к-та 3-х основная, средней силы, образует средние и кислые соли-гидро и дигидрофосфаты.Н₄Р₂О₇ – дифосфорная (пирофосфор.)к-та,4-х основная, по первым двум ступеням-сильняя.При окислении фосфора в изб. О₂ обр-ся фосфор.ангидридР₄О10.(4Р+5О₂→2Р₂О₅). Р₂О₅-обладает высоким сродством к воде, поэтому широко исп-ся для поглащения влаги из различных сред. При раст-ии Р₂О₅ в воде последовательно обр-ся след.фосфор.к-ты сначала ортофосфорная (Р₂О₅+3Н₂О→2Н₃РО₄).При дальнейшем раст-ии происходит димилизация фосф.к-ты Н₄Р₂О₇.При далн.раст-ии Р₂О₅ обр-ся полимерные формы метафосф.к-ты (НРО₃)_Х где х-3,4,6. (2Н₄Р₂О₇→(НРО₃)₄+2Н₂О).При гидролизе ангидридной группы ,например,мол. АТФ высвобождается приблизительно 30 кДж/моль энергии.

Основным компонентом костной ткани явл.гидроксилаппатит кальция.5Ca²⁺+3HPO₄^2-+4OH^-→Ca₅(PO₄)OH+3H₂O.Совокупность гидрофосфатов и дигидрофосфатов (Н₃РО₄²⁺+Н₂РО₄^-)обр-ет фосф.буфер.с-му ,кот., в частности, ответственна за постоянство рН крови. Ортофосф.к-та и малораст. фосфат алюминия исп-ся для приготовления цемента. Фосфаты не обладают практич. окислит св-ми. Однако в опред. усл. при гниении и разложении биолог.материалов могут восс-ся до фосфина РН₃ и дифосфина Р₂Н₄крайне ядовитых соед. легко окис-ся на воздухе ,что обуславливает свечение над старыми могилами (РН₃+2О₂→Н₃РО₄)
32.Кислород его свойства. Озон. Пероксид водорода его свойства. Круговорот кислорода в природе.

Кислород- самый распространенный элемент на планете, около 50% . Без него не возможны многочисленные чрезвычайно важные физиологические процессы, дыхание окисление.

2

Кислород «2-» по электроотрицательности. Исходя из электронного строения О2 его типичная степень окисления в соединении -2(исключения: в перекиси водорода и ее солях -1; в соединении с F положительный степень окисления)

В природе О2 встречается в виде 2-х модификациях амиотропных О2 и О3. В природе озон образуется при разряде молнии при ультрафиолетовом облучении смолы хвойных деревьев. Озон в микро количестве оказывает тонизирующее действие, в больших количествах очень ядовитый. Вызывает отек легких, вплоть до летального исхода. Макс. Содержание озона в атмосфере на высоте 22 км. Озоновый слой предохраняет планету от жесткого УФ облучения. В промышленности применяется для обеззараживания питьевой воды.

Пероксид водорода.

Н2О2. Широко применяется в медицинской практике в качестве наружного бактерицидного средства в виде 3% р-ра. Для окрашивания волос 6%. В лабораторию поставляется в виде 35% р-ра. Н2О2 термодинамический неустойчив. Самопроизвольно разлагается, особенно в присутствии катализаторов( MnO2 PbO2 )

2Н2О=2Н2О+О2

Удобной формой хранения являются таблетки гидропирита СО(NH2)2 H2O2

Для приготовления р-ра H2O2 достаточно растворить таблетки.

Н2О2 находится в промежуточной степени окисления -1 поэтому Н2О2 в зависимости от условия р-ции может проявлять как окислительные свойства (наиб характерные) так и восстановительные, образуя молекулярный кислород( только с оч сильными растворителями подкисленные р-ры K2 Cr2O4 KMno4 и т д).

А) H2O2 окислитель

2KI+H2OI2+2KOH

Б) H2O2 восстановитель

5H2O2+2KMnO4+3H2SO42MnSO4+K2SO4+SO2+8H2O

Н2О2 применяют для отбеливания тканей и как обеззараживающее средство. Н2О2 проявляет свойство оч слабой кислот поэтому все ее соли Na2O2 K2O2 так же обладают выраженными окислительными свойствами могут применяться для обеззараживания воды. Также используют для регенерации воздуха в замкнутых помещениях.

Na2O2+2CO22Na2CO3+O2

Чистый используется в качестве окислителя в торпедах и ракетных двигателях.

Окислительно-восстановительные свойства кислорода.

Главная химическая функция кислорода окисление веществ, которое всегда сопровождается выделением энергии. Для клетки важно, чтобы утилизация кислорода О2 происходила полностью

О2+4Н+4е2Н2О

Если восстановление О2 произойдет не полностью то образуются различные активные форма кислорода: суперактивный анион-радикал: О2; гидропериксильный радикал НО2; гидроксильный радикал ОН; Н2О2. Защита от вредного действия активных форм О2 осуществляется с помощью антиоксидантной системы, которая включает фермент супероксидислипазу (нетр суперактивный анион, превращая его в Н2О2 и О2) и каталазу (осущ. разложение Н2О2)

2О2+2Н Н2О2+О2

2Н2О 2Н2О+О2

Образующийся кислород вовлекается в процессы окисления

Круговорот кислорода в природе.

В атмосфере содержится порядка 1.210^15 тонн кислорода участвует в реакции фотосинтеза, образуя примерно 2.5 10^11 тонн кислорода в процессе дыхания и разложения животных и растений остатков образуется в качестве конечных продуктов получается СО2 и Н2О которые вновь вовлекаются в процессы фотосинтеза, либо образуется практически тоже количество кислорода О2 которое было затрачено. То количество кислорода остается неизменным.

33.Сера

S 3s² 3p4

Из-за наличия свободного d –подуровня возможен переход s и p на d подуровень соответственно число неспаренных электронов может быть 2 4 6. Поэтом степень окисления в сере появляется с.о. +-2, +4, +6. В органических соединениях S с.о. (-2)Что обуславливает ее высокие восстановительные свойства. Особенно это характерно для соединений содержащих тиольную группу (R-Sh) которая легко окисляется в дисульфидную группу

2R-Sh -2е --- R-S-S-R + 2H⁺

В частности свободную тиольную группу содержат а-аминокислота цистеин, которая при окислении переходит в цистин , является природным антидотом нейтрализующий действие окислителей

HSCH₂CH (NH₂) COOH -2е ---- S –CH2-CH(NH2)-COOH +2 H⁺

S –CH2-CH(NH2)-COOH

Круговорот серы

Сера достаточно распространенный элемент, в природе встречается в самородном состоянии в виде сульфидов и сульфатов. Потребность живых организмов в S удовлетворяется за счет растений которые усваивают ее из почвы большую роль в круговороте S играют бактерии окисляющие и восстанавливающие сероводородсодержащие соединения.

Н₂S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Очень ядовит, поражает цнс. В 1 V Н₂O растворяется 3V H₂S . Раствор H₂S является слабой двухосновной кислотой. Если в растворах подвергаются глубокому гидролизу, поэтому среда сильно щелочная.

N₂S + Н₂O NaHS + NaOH

S^2- + Н₂O HS^- + OH^-

Ряд сульфидов подвергается необратимому гидролизу.

AL2S3 + 6 H2O ---- 2AL(OH)3 осад +3 H2S газ

В H₂S сера находится в низшей степени окисления ( -2) поэтому легко окисляется в зависимости от силы окисления до S, SO_2, H2SO4

2H₂S + O_{2 (}_нед₎ 2S + Н₂O

2H₂S + 3 O_{2 (}_из₎2 SO₂ +2Н2O

H₂S +4Cl +4Н2O H2SO4 8HCl

Количественно сульфид ионы в растворе определяют йодометрическим методом , добавляют в раствор йод , избыток которого титруют раствором Na2S2O4

H2S + I2 (из) --- S +HI2 + I2 (ост)

I2(ост) +2 Na2S2O3 --- 2NaI + Na2S4O6 тетратионат натрия

Кислородные соединения серы

Сера образует 2 кислотных оксида SO2 ( сернистый газ) и SO3(серный ангидрид) При растворении SO2 в воде образуются существуют только в растворах 2-х основная средней силы сернистая кислота, соли которой сущ в индивидуальном виде (противоядия)

2NaOH + SO2 --- Na2SO3+ H2O

При кипячении концентрированных растворов сульфидов с порошкообразной серой обр. тиосульфаты, явл. универсальным антидотом (противоядия)

Na2SO3 +S --- Na2S2O3

SO3 представляет собой бесцветный кристалин, с температурой плавления в зависимости от модификации от +17 до +62 При растворении в воде образуется сильная 2х основная серная кислота Процесс сопровождается выделением большого количества тепла

SO3 + H2O--- H₂SО4 +Q

При разбавлении H₂SО4конц кислоту льют в воду !!!

Вода обладает высокой теплоемкостью . Многие сульфаты применяют в медицине : Na2SO47H20 – глауберова соль, MgSO4 7H20 ---(горька соль) Оба вещества слабительные . CuSO45H20—медный купорос дезинфекция) BaSo4- в качестве контрастного при рентгене пищевода и желудочка(хорошо поглощает рентгеновское излучение)

Na2S2O3 – тиосульфат натрия

Один атом серы находится в с.т. 0 , другой в +4 поэтому Na2S2O3 может проявлять как вост-е св-а (наиболее характерны), так и окислительные св-а При отравлении хлором необходимо выпить тиосульфата!!!

Na2S2O3 + 4CL +5 H2O---- Na2S04 + H₂SО4 +8 HCl

S2O3^2- + 5 H2O – 8e --- 2 SO4^2- + 10 H⁺1

CL2 +2e ---2CL 4

Раствор I2 оттитровывают тиосульфатом в присутствии крахмала до исчезновения синей окраски. Na2S2O3 также используют при обработке кино- и фотопленки , рентгеновских снимков за счет протекания реакции

AgB2 + 2Na2S2O3 ---- Na3(Ag(S2O3)2) + NaB2
На всякий случай, мож пригодится !!!!

H₂SО4

3.Физические свойства.

а) жидкость б) бесцветная  в)тяжелая (купоросное масло)  г)нелетучая

г) при растворении в воде происходит сильное разогревание (поэтому серную кислоту непременно нужно наливать в воду, а не наоборот!)

4. Химические свойства Серной кислоты.

  Разбавленная    H₂SO₄

Концентрированная   H₂SO₄

Обладает всеми свойствами кислот

    Обладает специфическими свойствами

1.Изменяет окраску индикатора:

H₂SO₄H⁺+HSO₄^-

HSO₄^- H⁺+SO₄^2-

2.Реагирует с металлами, стоящими до водорода:

Zn+ H₂SO₄ZnSO₄+H₂

3.Реагирует с основными и амфотерными оксидами:

MgO+ H₂SO₄MgSO₄+H₂O

4.Взаимодействует с основаниям (реакция нейтрализации)

2NaOH+H₂SO₄Na₂SO₄+2H₂O

при избытке кислоты образуются кислые соли

NaOH+H₂SO₄NaHSO₄+H₂O

5.Реагирует с сухими солями, вытесняя из них другие кислоты (это самая сильная и нелетучая кислота):

2NaCl+H₂SO₄Na₂SO₄+2HCl

6.Реагирует с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая соль:

BaCl₂+H₂SO₄BaSO₄+2HCl  -

                       белый осадок

качественная реакция на ион SO₄^2-

7.При нагревании разлагается:

            _t

H₂SO₄H₂O+SO₃

1.Концентрированная H₂SO₄- сильнейший окислитель, при нагревании она реагирует со всеми металлами (кроме Au и Pt). В этих реакциях в зависимости от активности металла и условий выделяется S,SO₂ или H₂S

Например:

  _{0                        +6             +2              +4}

Cu+_конц2H₂SO₄CuSO₄+SO₂+H₂O

2.конц. H₂SO₄пассивирует железо и алюминий,

поэтому её можно перевозить в стальных и

алюминиевых цистернах.

3. конц. H₂SO₄ хорошо поглощает воду

H₂SO₄+H₂O H₂SO₄*2H₂O

Поэтому она обугливает органические вещества

5.Применение: Серная  кислота -один из важнейших продуктов, используемых в различных отраслях промышленности. Основными её потребителями являются производство минеральных удобрений, металлургия, чистка нефтепродуктов. Серная кислота применяется при производстве других кислот, моющих средств, взрывчатых веществ, лекарств, красок, в качестве электролитов для свинцовых аккумуляторов. (Учебник стр.103).

Н2SO3

Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула .

Химические свойства

Кислота средней силы:

$описание: </h2>\mathsf{h_2so_3 \rightleftarrows h^++hso_3^-,</h2></h2></h2></h2></h2></h2>}$

$описание: </h2>\mathsf{hso_3^- \rightleftarrows h^++so_3^{2-},</h2></h2></h2></h2></h2></h2>}$

Существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):

$описание: </h2>\mathsf{so_2+h_2o \rightleftarrows h_2so_3 \rightleftarrows h^++hso_3^- \rightleftarrows 2h^++so_3^{2-}}$

Растворы H₂SO₃ всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO₂.

Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи): $описание: \mathsf{h_2so_3 + \ naoh \longrightarrow \ nahso_3 + \ h_2o}$

$описание: \mathsf{h_2so_3 + 2 \ naoh \longrightarrow \ na_2so_3 + 2 \ h_2o}$

Применение

Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей. Гидросульфит кальция (сульфитный щелок, Са(HSO₃)₂) используют для переработки древесины в так называемуюсульфитную целлюлозу (раствор гидросульфита кальция растворяет лигнин — вещество, связывающее волокна целлюлозы, в результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким образом древесину используют для получения бумаги)
1 2 3 4 5 6 7 8