1)Эквивалент это реальная или условная частица, которая в кислотноосновных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н или он, в окислительновосстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон,

Название	1)Эквивалент это реальная или условная частица, которая в кислотноосновных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н или он, в окислительновосстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон,
Дата	09.06.2019
Размер	181.94 Kb.
Формат файла
Имя файла	Neorganika_Shpory.docx
Тип	Закон #80996
страница	4 из 6

1 2 3 4 5 6

Хлорная вода — водный раствор хлора. Содержит молекулы хлора (Cl₂), хлорноватистую кислоту (HClO) и хлороводород (HCl). Хлорноватистая кислота и хлороводород образуются по реакции диспропорцинирования: $</h2>\mathrm{cl_2 + h_2o \longrightarrow \ hclo + hcl}$ . Получение: в хлораторе, путем насыщения воды газообразным хлором. Химические свойства: Сильный окислитель, прежде всего благодаря образованию атомарного кислорода в момент выделения. Применение: Используется для обеззараживания воды в бассейнах способом хлорирования, очень слабый раствор хлора в питьевой воде обеспечивает ее обеззараживания без нанесения большого ущерба здоровью. Влияние на здоровье человека: Хлорамины (NH₂Cl) раздражают кожу и глаза. Хлорированная вода способна усилить угревую сыпь, также хлор сушит кожу.

2. способы получения галогенов. Получение галогенов Фтор - может быть получен только путем электролиза. В настоящее время используют электролиз расплава смеси KF и HF в никелевом электролизере (катод) с графитовым анодом. Электролизер снабжен пористой диафрагмой для предотвращения смешивания фтора и водорода. Полученный фтор хранят в никелевых баллонах. Хлор - в промышленности получают при электролизе водных растворов хлоридов натрия или калия: 2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂ Полученный хлор осушают концентрированной серной кислотой, сжижают под давлением и хранят в стальных баллонах. В лаборатории для получения хлора используют окисление соляной кислоты различными окислителями, например: MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂- при нагревании. В качестве окислителей используются также K₂Cr₂O₂, Сa(OСl)₂, KMnO₄, PbO₂. Бром и иод - получают в промышленности вытеснением их газообразным хлором из подземных рассолов (бром): 2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂ или из золы морских водорослей и попутных буровых вод (иод): 2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂ В лаборатории бром и иод получают по реакции: 2NaBr + 2H₂SO₄+ MnO₂= Na₂SO₄+ MnSO₄+ Br₂ - при нагревании. Астат - получен искусственно по ядерной реакции: ²⁰⁷₈₃Bi +⁴₂He =²¹⁰₈₅At +¹₀n Применение. Фтор используют для получения фторосодержащих пластмасс (тефлон), теплоносителей для холодильных машин (фреоны). Хлор применяют: а) в производстве соляной кислоты б) при получении хлорной извести в) в производстве солей - гипохлоритов, хлоратов, перхлоратов г) для дезинфекции воды д) в производстве растворителей - дихлорэтана, четыреххлористого углерода е) выделения некоторых металлов из руд (например золота) Бром служит для получения бромида серебра (фотография), некоторых других бромидов и органических красителей. Иод используют в медицине (раствор иода в этиловом спирте), в химическом анализе и для очистки редких металлов (“иодидное рафинирование”).

3.водородные соединения галогенов. ГАЛОГЕНВОДОРОДЫ Общая характеристика. Связь в молекулах галогеноводородов Н-Г ковалентная полярная, длина связи в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, а прочность связи уменьшается. В связи с этим термическая устойчивость галогеноводородов уменьшается от фтора к иоду. Водородные связи наиболее сильные между молекулами HF. Физические свойства. При обычных условиях (100 кПа, 22^оС) все галогеноводороды бесцветные газы с резким запахом, ядовиты или обладают удушающим действием. Растворимость галогеноводородов в воде высока. Растворимость HF в воде неограничена. Водный раствор HF называют плавиковой кислотой, HСl - соляной. Химические свойства. В водных растворах галогеноводороды диссоциируют как кислоты: НГ = Н⁺ + Г^- Сила галогеноводородных кислот в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, HF - слабая кислота, HCl и другие - сильные. Фтороводород - способен реагировать с SiO₂: 4HF + SiO₂ (газ) = SiF₄ (газ) + 2H₂O 6HF (водн. р-р.)+ SiO₂ = H₂SiF₆ (кремнийфтороводородная кислота)+ 2H₂O Вследствие димеризации фтороводород способен образовывать кислые соли, например при недостатке щелочи KOH + 2HF = KHF₂ + H₂O Хлороводород - из-за ограниченной растворимости HСl в воде при обычных. Соляная кислота проявляет свойства сильных кислот-неокислителей: а) взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ б) с основными оксидами и амфотерными оксидами: CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O; ZnO + 2HCl = ZnCl₂+ H₂O в) с оснонованиями: Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O г) с солями - вытесняет более слабые кислоты: Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂+ H₂O д) с аммиаком образует соли аммония: NH₃ + HCl = NH₄Cl е) сильными окислителями хлорид-оин может быть окислен до свободного хлора: 16HCl + 2KMnO₄= 5Cl₂+ 2KCl + 2MnCl₂+ 8H₂O Бромоводород и иодоводород проявляют свойства, аналогичные хлороводороду, однако окисляются значительно легче, чем HСl, например, концентрированной серной кислотой: 2HBr + H₂SO₄= Br₂+ SO₂+ 2H₂O; 6HI + H₂SO₄= 3I₂+ S + 4H₂O Иодоводород проявляет настолько сильные восстановительные свойства, что восстанавливает Fe3+ до Fe2+: 2FeCl₃ + 2HI = 2FeCl₂ + I₂ + 2HCl и горит при поджигании в кислороде: 4HI + O₂ = 2I₂ + 2H₂O Получение галогеноводородов. Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат: CaF₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2HF - при нагревании Хлороводород в промышленности получают: а) синтезом из простых веществ: H₂ + Cl₂ = 2HCl б) в реакциях хлорирования органических соединений: RH + Cl₂ = RCl + HCl В лаборатории HCl получают действием концентрированной серной кислоты на NaCl или KСl: NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl - при нагревании. Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr₃ и PI₃: PBr₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HBr; PI₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HI иодоводород получают также пропусканием сероводорода в водную суспензию иода: I₂ + H₂S = S + 2HI Применение галогеноводородов и их солей. Водный раствор HF (плавиковую кислоту) используют для травления стекла, очистки литья от материала литниковой формы (песка), получения солей - фторидов. Соляная кислота применяется при травлении металлов, для получения хлоридов, безводный хлороводород используется в органических синтезах. Бромоводород используют для получения бромидов, иодоводород - в качестве восстановителя. Практическое применение имеют соли галогеноводородных кислот: NaCl - в пищевой промышленности, сырье для химической промышленности, консервант KСl – удобрение ZnCl₂ - в качестве флюса при пайке металлов CaCl₂ (безводный) - в качестве осушителя AlCl₃- катализатор в органических синтезах HgCl₂ - “сулема” - сильный яд AgCl и AgBr - в фотографии.

5. Хло́рная и́звесть Ca(Cl)OCl — смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к так называемым смешанным солям. Получение: Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция): $</h2>\mathrm{2cl_2 + 2ca(oh)_2\longrightarrow \ ca(ocl)_2 + cacl_2 + 2h_2o}$ . Реально продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(OCl)₂, CaCl₂, Ca(OH)₂ и кристаллизационной воды. Формально его состав выражают формулой Ca(Cl)OCl. Свойства: На воздухе хлорная известь медленно разлагается по схеме: $</h2>\mathrm{2ca(cl)ocl + co_2\longrightarrow \ cacl_2 + caco_3 + cl_2o \uparrow}$ . $</h2>\mathrm{2ca(cl)ocl \longrightarrow \ 2cacl_2 + o_2 \uparrow}$ , термическое разложение; $</h2>\mathrm{cacl(ocl) + h_2so_4 \longrightarrow caso_4 + hcl + hocl}$ $</h2>\mathrm{hcl + hclo \longleftrightarrow cl_2 + h_2o}$ . Применение: Широко используется для отбеливания и дезинфекции.

8.Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при нормальных условиях). Химическая формула: Н₂O. В твёрдом состоянии называется льдом или снегом, а в газообразном — водяным паром. Является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы). Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время — достаточную сложность образующихся комплексных соединений. Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время. Живое человеческое тело содержит от 55 % до 78 % воды, в зависимости от веса и возраста. Потеря организмом человека более 10 % воды может привести к смерти. Для нормального функционирования организма человеку нужно усвоить около 3 литров воды за день в зависимости от температуры и влажности окружающей среды, физической активности и т. д.

10. Се́рная кислота́ H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. РОЛЬ В ОВР: Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO₂, S — до SO₂, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO₂, а наиболее сильными восстановителями — до S и H₂S. Концентрированная H₂SO₄ частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H₂SO₄ нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H₂SO₅ и пероксодисерная H₂S₂O₈ кислоты. Применение: в производстве минеральных удобрений; для получения различных минеральных кислот и солей; в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ; в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор);

6. кислородосодержащие кислоты галогенов. Кислородсодержащие кислоты хлора малостойки. Все они являются окислителями. Соединения хлора со степенью окисления +1. Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде.Со степенью окисления +3. Хлористая кислота HClO₂. В свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. В водном растворе хлористая кислота - это кислота средней силы.Со степенью окисления +4. Оксид хлора (IV) ClO₂. Является сильным окислителем. В лаборатории получают действием крнцентрированной серной кислоты на бертолетову соль.Со степенью окисления +5. Хлорноватая кислота HClO₃. В свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO₂ и HClO₄Получают действием на ее соли разбавленной серной кислоты.Со степенью окисления +7. Хлорная кислота HClO₄. В водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. В разбавленных растворах находит применение в качестве реактива при химических анализах. Безводная окисляет бумагу, дерево, уголь до их воспламенения. Соли соляной кислоты - хлориды, хорошо растворимы в воде. Образование осадка AgCl при взаимодействии ионов Сl^- с ионами Ag⁺ используется в качественном анализе. Применение: применяют в производстве хлорсодержащих органических соединений,неорганических веществ, для отбелки целлюлозы и тканей, для санитарных нужд и обеззараживания (хлорирования) воды. ФТОР: Известен фторид кислорода - OF2, окислителем тут является фтор, а не кислород. Фторид кислорода не способен к образованию кислоты при взаимодействии с водой - он просто гидролизуется. БРОМ: образует ряд кислородсодержащих кислот. Бромноватистая кислота НВгО существует только в разбавленных водных растворах; является слабой кислотой, сильный окислитель. При стоянии диспропорционирует на НВr и НВrО₃, в присутствии катализаторов (Pt, Fe) или под действием света разлагается с выделением О₂; получают гидролизом Вr₂. Соли НВrO₂ применяется для расшлихтовки тканей (удаления крахмала). Соли НВrO₃ (броматы) используется для получения НВrO₃. ЙОД: Иодноватая кислота — сильная одноосновная кислота, обладает окислительными свойствами HIO₃ + 5HI → 3I₂ + 3H₂O. Соли иодноватой кислоты называют иодатами. Иодаты разлагаются только выше 400 °C. Они обладают сильными окислительными свойствами. Иодная кислота HIO₄ (Н₅IO₆)— слабая кислота, гигроскопичное кристаллическое вещество. В зависимости от условий реакции (концентрация, рН) иодная кислота образует ряд солей, содержащих ионы, IO₆⁵⁻, IO₅³⁻, IO⁴⁻и I₂O₉⁴⁻ – соответственно орто-, мезо-, мета- и дипериодаты. Соли иодной кислоты (периодаты) являются сильными окислителями, при нагревании разлагаются с выделением кислорода и иодида: NaIO₄ → NaI + 2O₂↑.Иодная кислота и ее соли применяются в аналитической химии как окислители и при анализе структуры углеводов.

7. общая характеристика подгруппы кислорода. В подгруппу кислорода входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный металл). Это р-элементы VI группы периодической системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды». У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns²nр⁴. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно -2 и в соединении со фтором +2. Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электричество. Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н₂R (R - символ элемента): Н₂О, Н₂S, Н₂Sе, Н₂Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н₂R. Вода,диссоциирующая на ионы Н⁺ и ОН^-, является амфотерным электролитом.

9.