бесплатно рефераты

бесплатно рефераты

 
 
бесплатно рефераты бесплатно рефераты

Меню

Шпаргалка по химии бесплатно рефераты

Шпаргалка по химии

01. Энтальпия и т.д 1. Н2 в природе. Изотопы Н2: протий,

дейтерий, тритий. 2. Хим. св-ва Н2 3. Гидриды

Ме и Нем, их св-во и получ.

4. Получение и прим. Н2 5. О2. Общ хар-ка 6.

Нахожд. О2 в природе.

7. Получ. О2 8. Строение молекулы О2 9. Св-ва О2

10. Озон, его получ. и св-ва 11. Н2О. Распространенность в

природе. Значение Н2О в биосфере

12. Строение Н2О и ее физ. св-ва. 13. Н2 – связь в Н2О 14.

Хим св-ва Н2О

15. Классифик. природных вод и их водоподготовка. Жесткость Н2О.

16. Н2О2, его строение и получ. Кислотные, окислит. и восстановит. св-ва.

17. Общ характеристика элементов VIIA гр таблицы М (ТМ). СО галогенов.

Нахождение в природе. 18. Простые вещ-ва F2, Cl2, Br2, I2. Методы

их получения и св-ва. 19. Взаимодействие Г с Н2О и щелочами.

20. Н2 соедин Г и их восстан св-ва 21. Н2-связь в молекуле НF.

Структура HF в газовой, жидк и тверд фазах 22. Соединения Г с О2

23. О2 – содержащие к-ты Cl, B, I. Сопоставление их кисл и восстан св-в

24. О2- содержащие к-ты Cl и их св-ва. 25. Дифториды Ме 26.

Комплексныес соедин Г-нов. 27. H2S, получ. строение, св-ва.

Сульфиды, методы их получ и св-ва. Раст-мость и гидролиз сульфидов.

28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. 29. Применение S, Se, Te и их

соедин. 30. Взаимод H2SO4 с Ме. 31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в

прир, получ и св-ва. Аллотропия. 32. Диоксиды S, Se, Te. Получ и св-

ва. 33. Соли О2- содерж. кис-т серы. Сульфиты, сульфаты. 34. О2-

содерж к-ты S. H2SO3. H2SO4. Дисерная к-та, тиосерная к-та,

пероксодисерная. Строение и св-ва

35. Н2 – содеин. N2. Аммиак, гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные к-ты.

Строение, с-ва, получ. 36. Ох азота. Их получ, св-ва, строен

37. Азотисчтая к-та, ее строение и св-ва. Нитриты и их св-ва

38. Сравнен строен и св-в галогенидов N2, P, As, Sb, Bi. Гидролиз

галогенидов.

39. Применение N2 и его соедин. азотные удобрения

40. Р. Общ хар-ка, нахожд в природе. Аллотропия. Красный, белый, черный Р,

их св-ва и получ. 41. Общ хар-ка As, Sb, Bi, нахожд в прир.

42. ТриОх S, получ. св-ва, строен.

43. Азотн. к-та. Строен и св-ва. Взаимод Ме с HNO3. Нитраты

44. Н2 – соедин. Р. Фосфин, дифосфин твердые гидриды фосфатов.

45. К-ты as, Sb, Bi, их получ и св-ва.

46. Общ хар-ка э-тов VA гр. СО и типы соедин.

47. Галогениды Р, получ, строение, св-ва.

48. Азот. Общ хар-ка и нахожд в прир. Строение молекул N2. Проблемы

связанного азота, его св-ва и получ.

49. Ох Р (3,5). Фосфорные к-ты. Строение, св-ва и получ.

50. Примен Р и его соедин. Фосфорные удобрения |0.1 Внутр энерг

характеризует общий запас энергии системы и включает все виды энергии

движения и взаимод частиц, но не включает кинет энергию вцелом и пот

энергию. Т/д пользуется понятием изменения внутр энергии. ?U=Uкон-Uнач

dU Энтальпия характеризует запас энергии системы при р=const она

числено равна: H=U+pV

?H=?U+p?V dH

?H=Hкон-Hнач

Закон Гесса:

Тепловой эффект х.р. зависит только от вида и состояния исходных в-в и кон

продуктов. При термохим рассчетах использ термохим у-ия. Т.х. у-ия

обязательно должны содержать молярные кол-ва в-в, в правой части должен

быть приведен тепловой эффект, должны быть указаны агрегатные состояния в-

в, с т.х. у-иями можно производить все алгебраические действия.

Энергия Гиббса G=H-TS. (G=(H-T(S. S = Qобр(кол-во теплоты, погл сис-мов в

изотермич обратимом проц.)/T

1. H2 широко распространен в природе. Он входит в состав Н2О, глин,

каменного и бурого угля, нефти и т.д., а также во все животные и

растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается крайне

редко (в вулканических и др. природных газах). Водород - самый

распространенный элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и

большинства звезд. Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он

присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, газовых туманностях и

межзвездном газе. H2 имеет три изотопа с массовыми числами соответственно

1, 2 и 3: 1H p(e) протий, 2D(2H) (p+n)e дейтерий 3T(3H) (p+2n)e тритий.

Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Нормальный изотопный состав

природных соед водорода соответствует отношению D : H = 1 : 6800 (по числу

атомов). Тритий - (-радиоактивен, период полураспада T1/2 = 12,26 года.

2. Н2 проявляет и восстановительные, и окислительные свойства. В обыч

услблагодаря прочности молекул он сравнительно мало активен и

непосредственно взаимодействует лишь со фтором. При нагрев же вступает во

взаимодействие с многими неМе - хлором, бромом, кислородом и пр.

Восстановительная способность водорода используется для получения некоторых

простых веществ из Ох-в и галидов: CuO + H2 = Cu + H2O В кач окислителя

водород взаимодействует с активными Ме: 2Na + H2 = 2NaH | |

|51. Угольная к-ты и ее соли. Строен, св-ва и |3. В тех случаях, когда водород выступает в |

|получ. |кач окислителя, он ведет себя как галоген, |

|52. SiO2, строен и св-ва. Кварцевое стекло. |образуя аналогичные галидам гидриды. Однако |

|53. С. Общ хар-ка, нахожд в прир. Аллотрпия. |образование иона H- из молекулы H2 - процесс |

|54. Общ хар-ка эл-тов IVA гр. СО эл-тов и |эндотермический (энтальпия образования H- |

|типы их соедин |составляет +150,5 кДж/моль). Поэтому по |

|55. Карбиды, их получ и св-ва |окислительной активности водород существенно |

|56. Стекло и керамика |уступает галогенам. По этой же причине ясно |

|57. Применен С и его соедин |выраженный ионный характер проявляют лишь |

|58-59. Si. Общ хар-ка, нахожд в прир. Получ, |гидриды наиб активных Ме - щелочных и |

|св-ва и прим Si. |щелочноземельных, например KH и CaH2. |

|60. Ge, Sn, Pb. Хаар-р измен. строен и св-в |К ковалентным отн гидриды менее |

|прост выщ-в. Ох и гидрОх Ge, Sn, Pb. |электроотрицательных, чем сам водород, |

|61. Германаты,станнаты и плюмбаты (2,4). |неМеических элементов. К ковалентным отн, |

|Сульфиды Ge, Sn, Pb. |например, гидриды состава SiH4 и BH3. По хим |

|62. Н2 – соедин Si, их получ и св-ва. |природе гидриды неМе являются кислотными |

|Силициды Ме. |соедми. |

|63. Электролиз расплавово солей и гидрокс |Различие в хим природе гидридов можно легко |

|ЩеМе |установить по их поведению при гидролизе. |

|64. Общ хар-ка Ia гр, нахожд в прир, получ. |Характерной особенностью гидролиза гидридов |

|65. Гидриды щеме, их строен и св-ва |является выделение водорода. Реак протекает |

|66. Гидриды, Ох и гидрокс щеме, нахожд в прир|по окислительно-восстановительному механизму.|

|и получ. |Отрицательно поляризованный атом H(-1) в |

|67. Общ хар-ка солей щеме. |гидриде и положительно поляризованный атом |

|68. Хим св-ва и сравнен хим акт щеме |H(+1) в воде переходят в состояние с нулевой |

|69. Окси и перокс щеме, хим связь в этих |СО: |

|соедин и св-ва |KH + HOH = KOH + H2; -----------SiH4 + 3HOH =|

|70. Хим св-ва и активн Li |H2SiO3 + 4H2 |

|71. Гидрокс щеме, их получ и св-ва |За счет выделения водорода гидролиз протекает|

|72. Примен щеме |полностью и необратимо. При этом основные |

|73. Строен атомов, закономерн измен Rатом, |гидриды образуют щелочь, а кислотные - |

|сродство к е и электроотр в ряду Li, Na, K, |кислоту. |

|Rb, Cs, Fr. |В кач амфотерного соед можно рассматривать |

|74. Общ хар-ка щеземе, нахожд в прир, получ. |гидрид Al AlH3, который в зависимости от |

|75. Законом. измен св-в Ме и их соедин в ряду|партнера по реакции может выступать и как |

|Be-Ra |донор электронных пар (основное соед), и как |

|76. Ох, оксогидроксид Ал, их строен, получ и |акцептор (кислотное соед): |

|св-ва |AlH3 (основный) + 3BH3 = Al(BH4)3 |

|77. Особенности Ве и его соедин в ряду |KH + AlH3(кислотный) = K[AlH4] |

|щеземе. Токсичность Соедин Ве. |Стандартный потенциал системы 1/2H2/H- равен |

|78. Mg, его хим св-ва, раств. солей Mg. |-2,23 В. Следовательно, ион H- - один из |

|79-80. Хаар-р измен кислотно-осн. св-в |самых сильных восстановителей. Поэтому |

|однотипн соедин в ряду Be-Ra |ионные, а также комплексные гидриды - сильные|

|81. Амфотерность Be(ОН)3 |восстан-ли. Они находят широкое применение |

|82. Общая хар-ка солей щеземе, гидролиз солей|для проведения различных синтезов, для |

|Ве и магния. |получения водорода и в химическом анализе. |

|83. B2O3 и Н3ВО3, строение и св-ва |Гидрид кальция CaH2 применяется, кроме того, |

|84. Галогениды бора, тетрафторбораты Ме. |в кач осушителя для удаления следов влаги. |

|85. Бориды, их получ и св-ва. Бороводороды, |Меическими свойствами обладают водородные |

|тх получ. строен. и св-ва. |соед d- и f-элементов. Эти соед получаются в |

|86. Борогидриды Ме. |виде Меоподобных темных порошков или хрупкой |

|87. Прменен. соедин В. |массы, их электрическая проводимость и |

|88. Общ хар-ка солей Al, их раств, гидролиз. |теплопроводность типичны для Ме. Это гидриды |

|89. Квасцы. |нестехиометрического состава. |

|90. Общ хар-ка эл-тов IIIa гр. Хаар-ные СО и |Идеализированный состав Меических гидридов |

|типы соедин. |чаще всего отвечает формулам MH (VH, NbH, |

|91. Нитрид бора, строение и св-ва |TaH), MH2 (TiH2, ZrH2, HfH2, ScH2) и MH3 |

|92. Гидриды Al, алюмогидриды Ме. |(UH3, PaH3). Ме гидриды используются как |

|93. Ga, In, Tl, общая хар-ка, нахожд в прир, |восстан-ли для получения покрытия из |

|св-ва и примен |соответственного Меа, а также для получения |

|94. Al. Общ хар-ка, нахожд в прир, св-ва и |Ме в виде порошков. |

|примен. | |

|95. Соединения Tl (I). Токсичность соедин | |

|Tl+. | |

|96. Соединен типа АВ. Арсенид индия и | |

|антимонил галлия. Примен. | |

|97. Сопоставление св-в B, Al, In, Ga, Tl | |

|98. Примен соедин Al 99. В. Общ хар-ка, | |

|нахожд в прир, получ, св-ва и примен. | |

|4. Получ Н2 В пром Н2 получают в основном из |10. Озон представляет собой газ светло-синего|

|природных и попутных газов, продуктов |цвета, с характерным резким запахом, р-римый |

|газификации топлива (водяного и |в воде. Жидкий озон имеет темно-фиолетовый |

|паровоздушного газов) и коксового газа. В |цвет, а твердый сине-черный. Интенсивность |

|основе производства водорода лежат |цвета жидкого озона настолько велика, что |

|каталитические реакции взаимодействия с |даже через очень тонкий слой жидкости не |

|водяным паром (конверсии) соотвнтственно |видно нити горящей электрической лампочки. |

|углеводородов (главным образом метана) и Оха |Интенсивность цвета связана с большей |

|(II) углерода, например: CH4 + H2O ( 800oC( |поляризуемостью молекул по сравнению с |

|CO + 3H2 , CO + H2O ( 600oC( CO2 + H2 , |кислородом. Жидкий озон, запаянный в трубку |

|Водород получают также неполным окислением |можно хранить вплоть до критической |

|углеводородов, например: 2CH4 + O2 = 2CO + |температуры –12° С. Озон при концентрации в |

|4H2 |воздухе более 9% взрывоопасен, еще опаснее |

|В связи с уменьшением запасов углеводородного|твердый и жидкий озон. Хранение жидкого озона|

|сырья большой интерес приобретает метод |производят в р-ре в четыреххлористого |

|получения водорода восстановлением водяного |углерода или фреонов при низких температурах.|

|пара раскаленным углем: C + H2O = CO + H2 При|Температура плавления tпл=-192,5° С [14]; |

|этом образуется генераторный газ. Затраты |Теплота кипения D Hкип=15193 Дж/моль [14]; |

|энергии на его получ можно скомпенсировать за|Озон является сильнейшим окислителем, |

|счет реакции неполного окисления угля: 2C + |окисляет даже золото и платину, и уступает |

|O2 = 2CO |только фтору и фториду кислорода. Действующее|

|При комбинировании этих двух процессов |начало озона, атомарный кислород: 2KI + O3 + |

|получается водяной газ, состоящий в основном |H2O ( I2 + 2KOH + O2. Индикатором на озон |

|из смеси H2 и CO. |служит бумага, пропитанная р-ром иодида калия|

|Из главных смесей с большим содержанием |и крахмала, которая синеет в его присутствии.|

|водорода его выделяют глубоким охлаждением |Черный сульфид свинца переходит в белый |

|смеси. Водород производят также электролизом |сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O3 ( PbSO4|

|Н2О. В лабораторных условиях водород получают|+ O2. При приливании к озону аммиака |

|взаимодействием цинка с соляной или серной |образуется белый дым нитрита аммония. Озон |

|кислотой. |способен чернить серебро, переводя Ме в Ох. |

|Водород широко используется в хим пром для |2.Иногда молекула озона полностью вступает в |

|синтеза. В смеси с CO (в виде водяного газа) |реакцию: 3SO2 + O3 ( 3SO3, Na2S + O3 ( |

|применяется как топливо. Жидкий водород - |Na2SO3. 3.Со щелочами озон образует озониды, |

|одно из наиб эффективных реактивных топлив. В|которые обычно окрашены в красный цвет: 4KOH|

|атомной энергетике для осуществления ядерных |+ 4O3 ( 4KO3 + O2 + 2H2O. 4.При озонировании|

|реакций большое значение имеют изотопы |непредельных углеводородов, образуюшиеся |

|водорода - тритий и дейтерий. |озониды разлагаясь под действием Н2О, |

|5. В 1777 году французский химик Антуан Лоран|образуют перекись водорода альдегид и кетон, |

|Лавуазье (1743–1794) объяснил процессы |зная их, можно легко идентифицировать и |

|дыхания и горения и дал название кислороду – |установить строение углеводорода. Получ |

|Oxygenium. Природный кислород состоит из трех|озона. 1.Основным способом получения озона |

|стабильных изотопов: 16O – 99,76%, 17O – |является пропускание тихого электрического |

|0,04%, 18O – 0,2%. Кислород входит в состав |разряда через кислород. Для получения более |

|ДНК и многих органических соед, белков. |чистого озона смесь после этого рекомендуется|

|Содержится в мышечной ткани – 16%, костной |охладить. 2.При медленном разложении фторида |

|ткани – 28,5% и крови человека (в |кислорода Н2О выделяется озон, кислород и |

|человеческом организме массой 70 кг в среднем|фтороводород: 4OF2 + 4H2O ( 2O3 + O2 + 8HF.|

|содержится 43 кг кислорода). Магнитные |Применение озона. Озон применяют для |

|свойства кислорода указывают на наличие в |дезинфекции Н2О и в медицине, для отбеливания|

|молекуле кислорода двух неспаренных |тканей и очистки некоторых соед, для |

|электронов. Эти электроны размещаются на |идентификации соед. |

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8