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 #80995
страница	5 из 6

1 2 3 4 5 6

1 2 3 4 5 6 Сероводоро́д — бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H₂S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. Получение: Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды: $\mathrm{fes + 2 \ hcl \longrightarrow \ fecl_2 + \ h_2s \uparrow}$ . Взаимодействие сульфида алюминия с водой $\mathrm{al_2s_3 + 6 \ h_2o \longrightarrow 2 \ al(oh)_3 \downarrow + 3 \ h_2s \uparrow}$ . Сплавлением парафина с серой. Свойства: Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H₂). Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна. В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочных водородных связей, поэтому сероводород является газом. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота. Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем Сероводородная кислота, слабая, двухосновная кислота, раствор сернистого водорода H₂S в воде. Сероводородная кислота неустойчива: H₂S медленно окисляется кислородом воздуха с выделением серы. Образует соли 2 типов — сульфиды и гидросульфиды. В водных растворах сероводород ведет себя как слабая двухосновная кислота, которая диссоциирует в 2 ступени: Кд1 = 8,9 10^-8. Кд2 = 1,3 10 ^-13. 1)H2S -> H+ + HS- 2) HS- -> H+ + S^2-; В окислительно- восстановительных реакциях сероводород играет роль сильного восстановителя, может окисляться до свободной серы, оксидов серы (IV) и (VI). Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH₄)₂S. Многие сульфиды ярко окрашены. Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M⁺HS и M²⁺(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr²⁺ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al₂S₃, Cr₂S₃ и др.) часто проходит необратимо. Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами. 11. соединения серы в степени окисления +4.Окси́д се́ры (IV) — SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты. SO₂ — один из основных компонентов вулканических газов. ПРИМЕНЕНИЕ: Большая часть оксида серы (IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в слабоалкогольных напитках в качестве консерванта. Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы (IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, т. е. материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. РОЛЬ В ОВР: Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂, степень окисления серы в таких реакциях повышается: SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr; В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO₂ оксидом углерода(II): SO₂ + 2CO → 2CO₂ + S↓.
12. общая характеристика подгруппы азота. Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны (пникти́ды) — химические элементы 15-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы V группы)^[2]. В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi^[3]. Все элементы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5^[3]. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементовочень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка. 15. азотистая кислота и ее соли. Азо́тистая кислота HNO₂ — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO₂, все они токсичны. В ОВР: Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н₂О₂, KMnO₄) окисляется в HNO₃: 5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O; Применение: Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.	13. Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония: $\mathrm{nh_3 + h^+ \longrightarrow nh_4^+}$ .Аммиак также является очень слабой кислотой, способен образовывать с металлами соли — амиды. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком: $\mathrm{2\ nh_3 + 2\ k \longrightarrow 2\ knh_2 + h_2}$ . При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. На восстановительной способности NH₃ основано применение нашатыря NH₄Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке: 3CuO + 2NH₄Cl → 3Cu + 3H₂O +2HCl + N_2.ПРИМЕНЕНИЕ: В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя. В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. Получение: Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г) + 91,84 кДж. Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: NH₄Cl + NaOH = NH₃↑ + NaCl + H₂O.	14. Азо́тная кислота́ (HNO₃), — сильная одноосновная кислота. Химические свойства: Высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения: $\mathrm{4hno_3 \longrightarrow 4 \ no_2 \uparrow + 2 \ h_2o + \ o_2 \uparrow}$ HNO₃ как сильная одноосновная кислота взаимодействует: а) с основными и амфотерными оксидами: $</h2>\mathrm{cuo + 2hno_3 = cu(no_3)_2 + h_2o}$ б) с основаниями: $</h2>\mathrm{koh + hno_3 = kno_3 + h_2o}$ в) вытесняет слабые кислоты из их солей: $\mathrm{caco_3 + 2hno_3 = ca(no_3)_2 + h_2o + co_2\uparrow}$ Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. С металлами: Как кислота-окислитель, HNO₃взаимодействует: а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода: Концентрированная HNO₃ $\mathrm{cu + 4hno_3 (60%) = cu(no_3)_2 + 2no_2\uparrow + 2h_2o}$ Разбавленная HNO₃ $\mathrm{3cu + 8hno_3 ( 30%)= 3cu(no_3)_2 + 2no\uparrow + 4h_2o}$ б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: $\mathrm{zn + 4hno_3 (60%)= zn(no_3)_2 + 2no_2\uparrow + 2h_2o}$ С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Нитраты: HNO₃ — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO₃ на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом: а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния: 2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂ б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью: 4Al(NO₃)₃ = 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂ в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути: 2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂ г) нитрат аммония: NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O. Обнаружение: Соли азотной кислоты — нитраты — широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.
16. Биологическая роль азота: Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16—18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов,хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2 %, по массовой доле — около 2,5 % (четвёртое место после водорода, углерода и кислорода). В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот. Применение: Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941. Газообразным азотом заполняют камеры шин шасси летательных аппаратов. Биологическая роль фосфора: Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей. Применение: Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка.	17.мышьяк и его соединения. Мышья́к — химический элемент 15-й группы четвёртого периода периодической системы; имеет атомный номер 33, обозначается символом As. Простое вещество представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета. B соединениях Мышьяк имеет степени окисления +5, +3 и -3. При нагревании на воздухе выше 400 °C Мышьяк горит, образуя As₂O₃. С галогенами Мышьяк соединяется непосредственно; при обычных условиях AsF₅ - газ; AsF₃, AsCl₃, AsBr₃ - бесцветные легко летучие жидкости; AsI₃ и As₂I₄ - красные кристаллы. При нагревании Мышьяка с серой получены сульфиды: оранжево-красный As₄S₄ и лимонно-желтый As₂S₃. Обнаружение: Мышьяк — рассеянный элемент. Содержится в земной коре, в морской воде. В небольших концентрациях часто содержится в свинцовых, медных и серебряных рудах. Влияние на живой организм: Мышьяк и все его соединения ядовиты.На территориях, где в почве и воде избыток мышьяка, он накапливается в щитовидной железе у людей и вызывает эндемический зоб. Мышьяк употребляетcя и в ветеринарии, как довольно эффективное противогельминтозное средство для лечения овец. В некоторых живых организмах мышьяк является необходимым элементом, занимая место фосфора в биохимических реакциях. Применение: Мышьяк используется для легирования сплавов свинца, сульфидные соединения мышьяка — аурипигмент и реальгар — используются в живописи в качестве красок и в кожевенной отрасли промышленности в качестве средств для удаления волос с кожи.	18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Главную подгруппу IV группы периодической системы образуют пять элементов - углерод, кремний, германий, олово и свинец. В связи с тем, что от углерода к свинцу радиус атома увеличивается, размеры атомов возрастают, способность к присоединению электронов, а следовательно, и неметаллические свойства будут ослабевать, легкость же отдачи электронов - возрастать. Уже у германия проявляются металлические свойства, а у олова и у свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, углерод и кремний относят к неметаллам, германий причисляют как к металлам, так и к неметаллам, а олово и свинец - металлы. Применение и воздействие: Графит используется в карандашной промышленности. В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода. Углерод является основой всех органических веществ. Любой живой организм состоит в значительной степени из углерода. Для некоторых организмов кремний является важным биогенным элементом. Он входит в состав опорных образований у растений и скелетных — у животных. В больших количествах кремний концентрируют морские организмы — диатомовые водоросли, радиолярии, губки. Большие количества кремния концентрируют хвощи и злаки. Сырьё для металлургических производств. Малые количества германия не оказывают физиологического действия на растения, но токсичны в больших количествах. Для животных германий малотоксичен. Олово используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами. Металлическое олово не токсично, что позволяет применять его в пищевой промышленности. Олово представляет опасность для человека в виде паров и различных аэрозольных частиц, пыли. Нитрат свинца применяется для производства мощных смесевых взрывчатых веществ. Широкого применения в медицине свинец не получил из-за своей высокой токсичности.
19. Кислородосодержащие соединения углерода: кальцит СаСО₃, доломит CaMg(CO₃)₂, магнезит MgCO₃, сидерит FeCO₃, витерит ВаСО₃, баритокальцит BaCa(CO₃)₂ и др. Существуют и минералы, представляющие собой основные карбонаты, например, малахит CuCO₃·Cu(ОН)₂. Цианиды — соли цианистоводородной (синильной) кислоты. Метод получения цианида натрия — сплавление цианамида кальция с углем и хлоридом натрия либо содой: CaCN₂ + C + 2 NaCl $\to$ 2 NaCN + CaCl₂ Многие цианиды очень ядовиты.	20. Кремний — элемент главной подгруппы 4 группы 3 периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 14. Обозначается символом Si. Для атомов кремния является характерным состояние sp³-гибридизации орбиталей. В соединениях кремний обычно также проявляет себя как четырёхвалентный элемент со степенью окисления +4 или −4. Встречаются двухвалентные соединения кремния, например, оксид кремния (II) SiO. Чаще всего в природе кремний встречается в виде кремнезёма — соединений на основе диоксида кремния (IV) SiO₂ (около 12 % массы земной коры). Основные минералы и горные породы, образуемые диоксидом кремния — это песок (речной и кварцевый),кварц и кварциты, кремень, полевые шпаты. Вторую по распространённости в природе группу соединений кремния составляют силикаты и алюмосиликаты. Применение: для производства солнечных батарей, сырьё для металлургических производств, для некоторых организмов кремний является важным биогенным элементом.	21.