Органическая химия и неорганическая химия ответы. кз по химии отв. Органическая химия это раздел химической науки, в котором изучаются соединения углeрода
 Скачать 83.08 Kb.
|
|
Вопрос. Окислительно-восстановительные реакции - реакции, при которых происходит как отдача, так и присоединение электронов и изменение степеней окисления элементов. Окислитель - элемент, ионы, молекулы/ принимающий электроны. Восстановитель - элемент /ион, молекула/ отдающий электроны. Процесс окисления - процесс отдачи электронов. Процесс восстановления - процесс принятия электронов. Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования. Cl2 + H2O → HClO + HCl. Эквивалентом восстановителя (или окислителя) называется такое его количество, которое, окисляясь (или восстанавливаясь), отдает (или принимает) один моль электронов.Фактор эквивалентности частиц , участвующих в окислительно-восстановительных реакциях FЭкв=1/n, где n – число принятых или отданных электронов. Молярная масса эквивалента окислителя или восстановителя (Мэ) равна молярной массе, умноженной на фактор эквивалентности: Мэ = FЭкв · М = М/n 15билет Из всех элементов около 80% относятся к металлам: s-элементы I и II групп, все d- и f- элементы и ряд p-элементов главных подгрупп периодической системы. Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (кроме первого). Главной особенностью элементов-металлов является наличие у них на внешних энергетических уровнях небольшого числа электронов. Физ св-ва: В природе металлы встречаются как в свободном виде, и в виде соединений. Все металлы, (искл ртуть), при обычных условиях твердые вещества с характерным блеском, проводят электрический ток и тепло. По цвету: черные и цветные. По плотности - легкие(натрий, кальций, алюминий) и тяжелые(олово, свинец, золото,). Физические свойства. Для всех металлов характерны электро- и теплопроводность, пластичность, металлический блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Металлы различаются по плотности: самый легкий металл литий Хим св-ва: Металлы непосредственно реагируют с галогенами: Fe +Cl2= FeCl2 Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 Взаимодействуют с серой с образованием сульфидов.2Al+3S=Al2S3 Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой 2Na+2H2O=2NaOH+H2 Большинство металлов растворяется в кислотах 2Na+2HCl=2NaCl+H2 К элементам главной подгруппы II группы относятся бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий.На внешнем слое элементы имеют 2 электрона (на предпоследнем – 8 электров) . Металлическая активность увеличивается. Физические свойства – мягкие и легкие металлы, температура плавления неодинакова. В чистом виде их нет. Много изотопов. Химические свойства · Взаимодействуют с металлами · Взаимодействуют с водородом Са+H2 = СaH2 · Взаимодействуют с водой Са + 2H2O = Сa(OH)2 + H2 · Взаимодействуют с кислотами Сa + 2HCl = Сa + H2 Получение: · Электролиз CaCl (при температуре 780-8300С) · Нагревание оксида кальция с алюминием: 3CaO + 2Al = Al2O3 +3Ca · Применение: 4) Как восстановитель редких и редкоземельных металлов из их соединений 5) В качестве изготовителя газов в электровакуумных приборах Щелочноземельные металлы представляют собой элементы, которые относятся ко второй группе периодической таблицы. Сюда можно отнести -кальций, магний, барий, бериллий, стронций и радий. Название этой группы свидетельствует о том, что в воде они дают щелочную реакцию. Щелочные и щелочноземельные металлы, а точнее их соли, широко распространены в природе. Они представлены минералами. химическая активность возрастает согласно порядковому номеру таблицы Менделеева. Например, бериллий является довольно стойким элементом. В реакцию с кислородом и галогенами вступает лишь при сильном нагревании. Ионы K+ и Na+ учавствуют в проведении нервных импульсов , мышечном сокращении. Используется в виде присыпок и мазей при кожных заболеваниях 16 билет . К элементам главной подгруппы I группы относятся литий, натрий, рубидий, цезий, франций. Металлические свойства. От лития к францию увеличивается радиус атома с увеличением порядкового номера элемента. Физические свойства – мягкие металлы, температура плавления низкая (30 – 180оС). Проводят электрический ток. Химические свойства · Взаимодействуют с кислородом 2Na+O2 = Na2O2 · Взаимодействуют с галогенами 2Na+Cl2 = 2NaCl2 · Взаимодействуют с водородом 2Na + H2 = 2NaH · Взаимодействуют с водой 2Na + H2O = 2NaOH + H2 + Q · Взаимодействуют с кислотами 8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O 4. Получение: KOH + Na = 2NaOH + K Натрий и калий относятся к числу довольно распространенных элементов. Содержится натрий в земной коре. В свободном виде калий и натрий в природе не встречаются. Эти щелочные металлы входят в состав различных соединений.хлорид натрия содержится в морской воде и соляных источниках. Натрий и калий – щелочные металлы, стоят в 1 группе главной подгруппы. Физические свойства: схожи по физическим свойствам: легкие серебристо-белые мягкие металлы, с невысокими температурами плавления и кипения, малой плотностью. Пары натрия имеют желтый цвет, а пары калия – фиолетовый..Химические свойства: химические свойства натрия и калия очень схожи, калий активнее натрия, так как радиус его атома больше и внешний 1s-электрон находится дальше от ядра. Они легко отдают один электрон, имеющийся на внешнем s-подуровне, превращаясь в положительно заряженные ионы. На воздухе тускнеют и окисляются. Связь между атомами металлическая. Соединения с натрием и калием носят ионный характер. Высокая химическая активность. Реагируют с кислородом: 2Na + О2 = Na2O2 (пероксид натрия) при t ниже180 °C: 4Na + О2 = 2Na2O. Аналогичные реакции идут с калием– KO2. 2. С водой идет бурная реакция: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 У калия данная реакция проходит с воспламенением водорода: 2К + 2H2O = 2KOH + H2 3. Реагируют с водородом при нагревании: 2Na + H2 = 2NaH. 4. Легко взаимодействуют с серой, образуя сульфиды: 2Na + S = Na2S. 5. В атмосфере фтора и хлора натрий и калий воспламеняются, сгорают и образуют соли: 2Na + Cl2 = 2NaCl. 6. С жидким бромом натрий: 2Na + Вr2 = 2NaВr, а калий реагирует со взрывом: 2К + Вr2 = 2КВr. 7. При пропускании над расплавленным натрием и калием газообразного аммиака образуются амиды: 2Na + 2NН3 = 2NaNН2 + Н2; 2К + 2NН3 = 2КNН2 + Н2 Получение натрия и калия: восстановлением из их оксидов: Si + 2К2O = SiO2 + 4К; 17 билет. В состав I группы побочной подгруппы входят медь Cu, серебро Ag, золото Au. Для атомов элементов I группы побочной подгруппы характерны степени окисления +1, +2, +3. Все элементы подгруппы являются относительно химически инертными металлами. Характерны также высокие значения плотности, но относительно небольшие температуры плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность.Οʜᴎ являются отличными проводниками электричества, самыми лучшими среди всех металлов. Медь - интенсивно окрашенных металлов. Она обладает характерной красноватой окраской. Серебро является благородным металлом с красивым белым блеском. ХИМ С-ВА концентрированной и разбавленной азотной кислотой: Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O, 3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O; • концентрированной серной кислотой: Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O; • кислородом: 2Cu + O2 = 2CuO; • хлором: Cu + Cl2 = CuCl2; • соляной кислотой в присутствии кислорода: 2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O; • хлоридом железа(III): 2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2. свойства оксид и хлорид меди(I) • соляной кислотой до образования CuCl: Cu2O + 2HCl = 2CuCl + H2O; • избытком HCl: CuCl + HCl = H[CuCl2]; • реакций восстановления и окисления: Cu2O + H2 = 2Cu + H2O, 2Cu2O + O2 = 4CuO; • диспропорционирования при нагревании: Cu2O = Cu + CuO, в соляной кислоте в присутствии свободного кислорода) серебро растворяется: Ag + 2HNO(конц.) = AgNO + NO^ + HO 2Ag + 2HSO(конц.гор.) = AgSO + SO + 2HO Реагирует также с газообразным хлороводородом (при температуре 200 С): Ag + 2HCl (г) = 2AgCl + H Реагирует с сероводородом, образовывая черный сульфид серебра (I): Ag + HS = AgS + H При больших температурах (выше 450 С) реагирует с диоксидом серы (в присутствии кислорода): 4Ag + 2SO+ 2O = 2AgSO Насчет реакций с галогенами, то серебро реагирует с ними только при повышении температуры: Ag + F = AgF (син.) ( выше 300 С) 2Ag + Cl = 2AgCl 2Ag + Br = 2AgBr Однако на свету эти реакции обращаются, и галогениды серебра (кроме фторида) постепенно разлагаются. Образует комплексы, в особенности в реакциях с цианидами: 4Ag + 8KCN + 2HO= 2K[Ag(CN)] + 2KOH 2Ag + 4NaCN + HO + l/2 O= 2Na[Ag(CN)] + 2NaOH Соляная и бромистоводородная кислоты в концентрированных растворах медленно реагируют с серебром: 2Ag + 4НСl = 2H[AgCl] + Н ; 2Ag + 4НВr = 2H[AgBr] + Н Серебро также реагирует с йодистоводородной кислотой: 2Ag + 2HI = 2AgI + H 2 18 билет Из всех элементов около 80% относятся к металлам: s-элементы I и II групп, все d- и f- элементы и ряд p-элементов главных подгрупп периодической системы. Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (кроме первого). Главной особенностью элементов-металлов является наличие у них на внешних энергетических уровнях небольшого числа электронов. Физ св-ва: В природе металлы встречаются как в свободном виде, и в виде соединений. Все металлы, (искл ртуть), при обычных условиях твердые вещества с характерным блеском, проводят электрический ток и тепло. По цвету: черные и цветные. По плотности - легкие(натрий, кальций, алюминий) и тяжелые(олово, свинец, золото,). Физические свойства. Для всех металлов характерны электро- и теплопроводность, пластичность, металлический блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Металлы различаются по плотности: самый легкий металл литий Хим св-ва: Металлы непосредственно реагируют с галогенами: Fe +Cl2= FeCl2 Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 Взаимодействуют с серой с образованием сульфидов.2Al+3S=Al2S3 Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой 2Na+2H2O= 2NaOH+H2 растворяется в кислотах 2Na+2HCl=2NaCl+H2. К элементам главной подгруппы II группы относятся бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий.На внешнем слое элементы имеют 2 электрона (на предпоследнем – 8 электров) . Металлическая активность увеличивается. Физические свойства – мягкие и легкие металлы, температура плавления неодинакова. В чистом виде их нет. Много изотопов. Химические свойства · Взаимодействуют с металлами · Взаимодействуют с водородом Са+H2 = СaH2 · Взаимодействуют с водой Са + 2H2O = Сa(OH)2 + H2 · Взаимодействуют с кислотами Сa + 2HCl = Сa + H2 Получение: · Электролиз CaCl (при температуре 780-8300С) · Нагревание оксида кальция с алюминием (при температуре 12000С) 3CaO + 2Al = Al2O3 +3Ca · Применение: 4) Как восстановитель редких и редкоземельных металлов из их соединений 5) В качестве изготовителя газов в электровакуумных приборах Щелочноземельные металлы представляют собой элементы, которые относятся ко второй группе периодической таблицы. Сюда можно отнести -кальций, магний, барий, бериллий, стронций и радий. Название этой группы свидетельствует о том, что в воде они дают щелочную реакцию. Щелочные и щелочноземельные металлы, а точнее их соли, широко распространены в природе. Они представлены минералами. химическая активность возрастает согласно порядковому номеру таблицы Менделеева. Например, бериллий является довольно стойким элементом. В реакцию с кислородом и галогенами вступает лишь при сильном нагревании. 19 билет. Подгру́ппа ци́нка — химические элементы II группы побочной подгруппы периодической таблицы химических элементов . В группу входят цинк Zn, кадмий Cd и ртуть Hg. Все элементы этой группы являются металлами. металлическая связь относительно слабая. Цинк является наиболее электроположительным элементом в группе, следовательно, он является хорошим восстановителем. Окислительно-восстановительный статус группы равен +2. Цинк-инсулин – препарат для лечение сахарного диабета. Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Используется в виде присыпок и мазей при кожных заболеваниях. Реагирует с кислотами, щелочами и с некот кислотными оксидами, восстанавливается в рез р-ии пирометаллургии. ZnO + C = Zn + CO; ZnO + CO = Zn + CO2; ZnO + H2 = Zn + H2O. ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]. Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое вещество, не растворяется в воде, амфотерный. Реагир с кислотами, щелочами, разлагается при нагревании. Zn(OH)2 = ZnO + H2O ; Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]; Zn(OH)2+2HCl → ZnCl2 + 2H2O Ртуть применяется в медицине, фармацевтике, стоматологии. Она служила теплоносителем в одном из первых реакторов на быстрых нейтронах. Соединения ртути ядовиты. Желтая ртутная мазь(HgO)-используется для лечения кожных заболеваний, сулема – токсична. Ее растворы применяются для дезинфекции предметов ухода за больными, помещений, мед инструментов. Чистая руть применяется в ртутных градусниках, ртутных монометрах. Ртуть растворяется в азотной к-те Hg + 4HNO3 = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Реагирует с порошком серы и концентрированным раствором хлорида железа(3): Hg+S=HgS ; 2FeCl3 + Hg = 2FeCl2 + HgCl2 Щелочи: Hg(NO3)2 + 2NaOH → HgO + 2NaNO3 + H2O 20 билет. Цинк является наиболее электроположительным элементом в группе, следовательно, он является хорошим восстановителем. Окислительно-восстановительный статус группы равен +2. Цинк-инсулин – препарат для лечение сахарного диабета. Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Используется в виде присыпок и мазей при кожных заболеваниях. Реагирует с кислотами, щелочами и с некот кислотными оксидами, восстанавливается в рез р-ии пирометаллургии. ZnO + C = Zn + CO; ZnO + CO = Zn + CO2; ZnO + H2 = Zn + H2O. ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]. Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое вещество, не растворяется в воде, амфотерный. Реагир с кислотами, щелочами, разлагается при нагревании. Zn(OH)2 = ZnO + H2O ; Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]; Zn(OH)2+2HCl → ZnCl2 + 2H2O Цинк на воздухе и в воде устойчив. Т.к. покрыт защитным гидроксидно-карбонатной пленкой, проявляет амфотерные свойств, растворяясь в кислотах и щелочах. Цинк обнаружен во всех организмах и тканях человека. Наиболее богаты-печень, поджнлудочная, половые железы, гипофиз и надпочечники. Качественные реакции на катион цинка. 1) Действие гексациано (II) феррат калия K4[Fe(CN)6] Гексациано (II) феррат калия реагирует с солями цинка с образованием белого осадка гексациано (II) феррат цинка-калия: 3 ZnSO4 + 2 K4[Pe(CN)6] = K2Zn3[Pe(CN)6]2↓ + 3 K2SO4 белый 3 Zn2+ + 3 SO42- + 8 K+ + 2 [Pe(CN)6]-4 = K2Zn3[Pe(CN)6]2↓ + 6 K+ + 3 SO42- 3 Zn2+ + 2 K+ + 2 [Fe(CN)6]-4 = K2Zn3[Pe(CN)6]2↓ 2) Сульфид натрия Na2S осаждает из нейтрального раствора ион цинка в виде белого аморфного сульфида цинка. ZnCl2 + Na2S = ZnS↓ + 2 NaCl ; Zn2+ + S2- = ZnS↓ 21 билет. Подгруппа бора — главная подгруппа III группы. в которую входят бор B, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl. Все элементы данной подгруппы, за исключением бора, металлы. Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. Элементы III группы находят самое разнообразное применение. Кристаллогидрат тетрабората натрия Nа2В4O7·10Н2О (бура), его растворы применяют в аналитической химии для установления концентрации растворов кислот. Бор - Твердый, хрупкий, блестяще-чёрный полуметалл. Бор может быть получен при поджигании смеси оксида бора и магния: B2O3+3Mg=3MgO+2B. B F3 + H F = H [BF4] При взаимодействии с водой переходит медленно в борную кислоту: B2O3+Н2О=2Н3ВО3 В + 3 HNO3 (конц.) = Н3ВО3 + 3NO2; 2В + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3ВО3 + 3SO2 Гидролиз ; BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl Борную кислоту применяют как противомикробное средство при некоторых заболеваниях кожи и слизистых оболочек. Выпускается мазь – вазелин борный. В кач антисептического средства применяют тетраборат натрия. 4НзВО3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7Н2О 22 билет.Алюминий – белый блестящий мягкий и легкий металл с хорошей электропроводимостью. Применяется для изготовления электоропроводов. Широко распространен сплав – дуралюмин. Химические св-ва : Реагирует с неметаллами:4Al + 3O2 → 2Al2O3 ; c оксидами металлов: 2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe (алюмотермия) c водой (если удалить оксидную пленку): 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2↑ c кислотами ( HCl и Н2SO4 пассивируется конц. HNO3: 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2↑ c щелочами: 2Al + 2NaOH + 6H2О → 2Na [Al(OH)4] + 3H2↑ С растворами солей: 2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Cu По распространенности в природе Алюминий занимает 3-е место после кислорода и кремния и 1-е - среди металлов.В свободном виде Алюминий в силу своей химической активности не встречается. Сплавление с щелочами Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6] Оксид алюминия Al2O3 – входит в состав некоторых антацидных средств при повышенной кислотности желудочного сока. КAl(SO4)3 12H2О – алюмокалиевые квасцы применяются в медицине для лечения кожных заболеваний, как кровоостанавливающие средство. (CH3COO)3Al - Жидкость Бурова- 8% раствор ацетата алюминия оказывает вяжущее и противовоспалительное действие Применяется в разведенном виде для полоскания, примочек, при воспалительных заболеваниях кожи и слизистых оболочек. |