Шпаргалка по химии

|разрыхляющихся молекулярных p-обриталях. Это |11. Н2О, распр. в природе. Значение Н2О в |

|делает эго молекулу бирадикалом. Энергия |биосфере. Н2О – одно из самых распр. соедин |

|атомнизации кислорода намного меньше, чем у |на Земле. Основа гидросферы. В морях и |

|азота. Это одна из причин большой реакционной|океанах Н2О(1,4(1018 т. В реках, озерах и |

|способности кислорода. |водохранилищ сод-ся (2(1014т пресной воды. В |

|6. Кислород занимает первое место по |виде ледников (2,4(106т. В атмосфере Земли ( |

|распространенности в земной коре – 47,4% (по |1,3(1013т. Входит в сос-в литосферы в виде |

|другим данным 49,13%). А атмосфере состоит из|мин, горн. пород, присутств в почв. Обяз. |

|кислорода на – 20,9476%, это около 1015 тонн.|компонент биосферы, входит в сос-в ВСЕх жив. |

|В морской воде в связанном и р-ренном виде |организмов. |

|содержится – 85,94% кислорода. В связанном | |

|виде кислород входит в состав более чем 1400 | |

|минералов. В связанном виде кислород | |

|обнаружен на многих планетах солнечной | |

|системы. | |

|7. Получ кислорода. 1.Термическое разложение|12. Строение Н2О и ее физ. св-ва. Н2О – |

|кислородосодержащих солей: |равнобедр (, (НОН=104,50, lОН=0,957А0. О2 в |

|2KClO3 (150° C, MnO2) (2KCl + 3O2, KClO4 |молек. Н2О имеет сп3-гибрпидизацию. Хим. |

|(500° C) ( KCl + 2O2, 2KNO3 (t) ( 2KNO2 + O2,|связи ОН образованы за счет перекрывания |

|2KMnO4 (200° C) (MnO2 + K2MnO4 + O2, 4KMnO4 |сп3-гибридных орбит О2 и с-орбиталей Н2. У |

|(2000° C) ( 4MnO4 + 2K2O + 3O2. 2.Разложение |атома О2 в молекуле Н2О имеются неподел |

|Ох-в: 2Ag2O (t) ( 4Ag + O2, 2H2O2 (MnO2 или |е-пары, кот. могут быть исп д/образования |

|hv) ( 2H2O + O2, 2BaO2 (500° C) ( 2BaO + |дополнительных Н2 – и донорно-акцепторных |

|O2(метод Брина), 2H2O (NaOH, электролиз) ( |связей. Именно это обст-во, а также большой |

|2H2+ O2. 3.Из сжиженного воздуха. |дипольный момент приводит к сильн. взаимод |

|8. Как большинство других элементов, у атомов|молекул Н2О и полярными молекулами др. вещ-в.|

|которых для достройки внешней оболочки из 8 |плотн=0,998г/см3. Физич св-ва Н2О аномальны, |

|электронов не хватает 1–2 электронов, |напр., плавление льда сопровождается |

|кислород образует двухатомную молекулу. В |уменьшением его V на 9%. |

|этом процессе выделяется много энергии (~490 | |

|кДж/моль) и соответственно столько же энергии|13. Н2 – связь в Н2О. В рез-те взаимод |

|необходимо затратить для обратного процесса |молекул Н2О между собой обр-ся ассоциаты. В |

|диссоциации молекулы на атомы. Прочность |парах часть молекул Н2О сущ-ют в виде |

|связи O–O настолько высока, что при 2300° С |димеров (Н2О)2. В конденсиров. фазах каждая |

|только 1% молекул кислорода диссоциирует на |молекула Н2О обр-ет 4 Н2 – связи. напр. к |

|атомы. Электронная структура. В электронной |вершинам правильного тетраэдра. Длина |

|структуре молекулы кислорода не реализуется, |Н2-связи Н(((О ( 2,8А, (Н(((О – Н (180. |

|как можно было ожидать, распределение |Н/О-Н(((О/Н\Н |

|электронов октетом вокруг каждого атома, а | |

|имеются неспаренные электроны, и кислород |14. Хим. св-ва Н2О. Н2Р – реакц. способн. |

|проявляет свойства, типичные для такого |соед, окисл. атомарным О2 и галогенами. |

|строения (например, взаимодействует с |Н2О+О(H2O2, H2O+F2(2HF+O, H2O+Г2(НГО+НГ, |

|магнитным полем, являясь парамагнетиком). |2Н2О+2Br2(4HBr+O2. При пропускании паров |

|9. Газ О2 при н.у бесцветный, безвкусный и |Н2О ч/з расплавл уголь, она разлагается, |

|без запаха. Единственный из извест |образуя водяной газ. Н2О+С(СО+Н2. В присутс |

|парамагнитных двухатомный газ. Длина хим |катлиз. Н2О реаг с СО, СН4 и др. |

|связи 1,207 А0, Есв=497кДж/моль О-О. |углеводородами: СО+Н2О –Fe->CO2+H2, |

|тпл=-219С, ткип=-193С. Жидкий О2 – голубая |CH4+H2O-Ni, Co->CO+3H2O. Р при нагрев с Н2О |

|легковоспламен жидкость. Твердый О2 – |образ. метафосфорную к-ту (НРО3). Н2О реаг. |

|светло-чиние кристаллы д=1,46г/см3. В соедх |почти со всеми Ме при повыш т, с щеме и |

|кислород проявляет СО –2, изредка +1 и +2.По |щеземе при комнатн, образуя Ох, Ме(ОН), к-ты.|

|хим активности кислород уступает только |Взаимод Н2О с Ох приводит к кисл. или |

|фтору. С большинство простых веществ он |основнанием. Вода – олдин из наиб. важных и |

|реагирует непосредственно, за исключением |чаще др. исп. раств-лей. |

|галогенов, благородных газов, платины и | |

|золота. Большинство простых и сложных веществ|15. Классификация природных Н2О и их |

|сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O2|водоподготовка. Жесткость Н2О. По велич. |

|( MgO + Q + hv, 4P + 5O2 ( 2P2O5 + hv, |минерализации, содерж. раств-мых в Н2О мин. |

|аммиак горит в кислороде зеленоватым |вещ-в (солей) природ. Н2О делится на: 1) |

|пламенем: |ультрапресная (до 0,2 г/л); 2) пресная |

|4NH3 + 3O2 ( 2N2 + 6H2O. При горении щелочных|(0,2-0,5г/л); 3) слабоминерализированная |

|Ме образуются смеси Ох-в и перОх-в, при |(0,5-1г/л); 4) солоноватая (1-3 г/л); 5) с |

|горении остальных Ме и неМе образуются Ох-ы, |повыш. соленостью (10-35г/л); 6) переходая к |

|как правило, высших степеней окисления, при |рассолам (35-50г/л); 7) рассол (>50г/л). Осн.|

|сгорании в недостатке кислорода – Ох-ы низших|катионы Н2О: Са2+, Mg2+, Na+, K+(, Fe3+, |

|степеней окисления. Некоторые Меы, как то – |анионы: Cl-, SO42-? HCO3-. Сос-в зависит от |

|хром, Al и другие образуют на поверхности |ГП водоема, вр. года и метеоусловий. Осн. |

|пленку Оха, препятствующую дальнейшему |операции водоподготовки (1 млн м3 /сутки): 1.|

|окислению. 2.Под действием кислорода р-ры |Осветление – удаление из Н2О каллоидных |

|гидрОх-в некоторых переходных Ме переходят в |частиц. 2. Обеззараживание – удаление |

|нер-римые соед, выпадают в осадок: O2 + |болезнетворн. микробов и вирусов, осущ. |

|4Fe(OH)2(суспензия) (4FeO(OH) + 2H2O, |хлорированием, озонированием или УФ облуч. |

|O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O ( 4Cr(OH)3. Кислород |Хлорир Н2О жидким или газообр Cl2. 3. |

|ускоряет взаимодействие с Ме кислот: O2 + |Умягчение – уменьшение содержания ионов Ca2+,|

|H2SO4 + Pb ( PbSO4 + H2O2. Под действием |Mg2+, т.е. снижение ее жесткости.Общ |

|кислорода р-ры некоторых веществ в кислотах и|жесткость – сумма концентраций ионов Са и Мг.|

|щелочах образуют комплексы: O2 + 4H2O + |Общ жестк = карбонатная (временная, удал. |

|2TiCl3 + 2HCl ( H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2], O2 + |кипяч) и некарбонатной – пост. Врем. |

|2Co(NO3)2 + 10(NH3ЧH2O) ( [Co2(NH3)10(m |жесткость опред-ся наличием в воде |

|-O22—)(NO3)4] + 10 H2O. 3.При пропускании |гидрокарбонатов Са и Мг, кот при кипяч разлаг|

|через кислород электрических разрядов |с выдел СО2. Са(НСО3)2(CaCO3+H2O+CO2, |

|молекулярный кислород переходит в более |Mg(HCO3)2(Mg(OH)2+2CO2. Пост. жестк связана с|

|активный атомарный: O2 ( 2O. |присутст в Н2О сульфатов, хлоридов, силикатов|

|Атомарный кислород способен соединятся в |и фосфатов Са и Мг. 4. Стабилизация – |

|аллотропную модификацию кислорода озон: |обработка Са (ОН)2 и Na2CO3 д/насыщ Н2О |

| |СаСО3. 5. Опреснение и обессоливание 6 |

|3O2 (2O3. |Обескремнивание 7 дегозация. |

| | |

|16.Н2О2, его строение и получ. Кислотные, |22. Соед ГВ с О2. Все соед ГВ с О2 неуст, не |

|окислит. и восстановит. св-ва. Н2О2 – |получ при непоср взаимод ГВ с О2, могут быть |

|бесцветная сиропообразная жидкость |получ только косвенным путем, так как они все|

|плотн=1,45г/см3. Непрочное вещ-во, способн. |характер +знач станд энергии Гиббса. Наиб уст|

|разлагаться со взрывом на Н2О и О2, при этом |– соли кислородн кислот, наименее- Ох-ы и |

|выдел большое ко-во Q(197,5Дж). Н2О2 получ. в|к-ты. OF2 (2NaOH+2F2(NaF+OF2+H2O) – |

|кач-ве промеж. продукта при горении Н2, но |сильнейший окислитель – светло-желтый газ, не|

|разлагается на Н2О И О2 из-за т. Получ. при |раств в Н2О, не реаг с Н2О. Тпл=-2240, |

|действии атомарного Н2 на О2. В промышл. |Ткип=-1450. Молекула ОF2 имеет угловое |

|Н2О2получ. электрохимич методами (анодным |строение. Ох-ы Cl : 2HgO+Cl2( |

|окисл. раст-ров Н2SO4 с посл. гидролизом |Cl+Hg-O-Hg-Cl+Cl2O; 2KClO3+C2H2O4+H2SO4( |

|образ при этом пероксодвусерной к-ты Н2S2О8: |K2SO4+ 2CO2+ 2ClO2+ 2H2O; |

|2H2SO4(H2S2O8+2H++2e-, |2ClO2+2O3(Cl2O6+2O2; |

|H2S2H8+2H2O(2H2SO4+H2O2). В молек. Н2О2 атомы|4HClO4+P4O10(2Cl2O7+4HPO3. |

|Н ковалентно связаны с атомами О, между кот. |23. Кислородосорержацие к-ты Cl, Br, I. |

|осущ. простая связь. Строение: Н-О-О-Н. |Сопоставление их кислотных и восстановит |

|Молекулы обладают большой полярностью. В Н2О|св-в. Ох-ы Г явл ангидридами соответст. |

|раст-ре под влиян полярн молекул Н2О Н2О2 |кислород-содерж кисл: HClO(хлорноватистая) |

|может обладать кислотными св-вами. Н2О2 – оч.|HBrO(бромноватистая) HIO (иодноватистая); |

|слабая двухосновная к-та, в Н2О р-ре распад |соли: гипо Cl, Br, I иты.HClO2 – хлористая |

|на ионы Н+ и НО2-. Диссоц по второй ступени |(…иты), HCl(Br, I)O3 – хлор (бром. иод) |

|практич не протекаеь. Она подавл присутсв |новатая (..аты). HCl(Br,I)O4 – хлор, бром, |

|Н2О, однако при связывании ионов Н+ (напр |иодная (пер..аты). Кисл св-ва в ряду НГО, |

|щелочью) диссоц. по 2-й ступени идет. Соли |НГО2, НГО3, НГО4 усиливаются, окисл – |

|Н2О2 наз. перекисями, сост-ят из +зар ионов |ослабевают. |

|Ме и отр зар ионов О22-. Н2О2 обл св-вами как|24. Кислородосодержащие к-ты хлора и их соли.|

|окисл. так и восстан, т.к. СО О2 в Н2О2 = -1.|HOCl – хлорноватистая, слабая к-та |

|Все же Н2О2хар-ны окисл. св-ва. Н2О2 окисл |(гипохлориты), распадается даже в разб р-ре, |

|вещ-ва с (0 < 1.776B, восстанавл с (0>0,682.|сильный окисл – р-ры солей к-ты прим для |

|Окислитель: KNO2+H2O2(KNO3+H2O. Восстан. |беления. Наиб важные из солей: хлорная |

|Ag2O+H2O2(2Ag+H2O+O2. |известь – белый порошок с резким запахом, |

|17. Общ характеристика элементов VIIA гр |сильный окислиткль (Са([pic]) (отбелив, |

|таблицы М (ТМ). СО галогенов. Нахождение в |дезинф): Cl2 + Ca (OH)2 ( CaOCl2 + Н2О. |

|природе. В переводе «рождающие соли». Фтор в |Men+(ClO4)n перхлораты – один из наиб сильных|

|соедх всегда имеет СО -1, остальные проявляют|безН2О окисл. НСlО3 – хлорноватая к-та |

|СО от -1 до +7. Почти все соедин Г |(хлораты) – водн р-р с конц не выше 50%, |

|соответствуют нечетным СО, что обусловлено |сильная к-та и окислит. У хлоратов окисл |

|возможностью последовательного возбуждения e |св-ва выражены в р-ре слаюо, большинство |

|в атомах элементов на d-подуровень, что |хорошо раств в Н2О – ядовиты. КСlО3 – |

|приводит к увеличению числа е до 3, 5, 7.На |бертолетовая соль примен в артиллер деле для |

|внешнем электронном слое имеют 7 е (2s5p). В |устр-ва запалов, так как с разл горюч в-вами |

|природе находятся исключительно в связанном |взрывается при ударе. , в пиротехнике, |

|сос-нии, - гл. обр. в виде Г-водородных |спички. Хлорная к-та (перхлораты) HClO4 – |

|кислот. F (6(10-2%) – плавиковый шпат (мин) |бесцветн, дымящая на возд жидкость |

|CaF2, криолит Na3AlF6 и фторапатит |(получается действ конц H2SO4 на KClO4), |

|Ca5F(PO4)3. Cl – поваренная соль (море, |безН2О – малоустойчива, взрывоопасная, ее Н2О|

|океан), карналлит KCl(MgCl2(6H2O, сильвин |р-ры устойчивы. Оксисл с-ва слабее, кисл |

|KCl. Br – в виде солей калия, натрия, магния.|сильнее – самая сильная из вскъ изв к-т. |

|Бромды Ме содержаться в морской воде, в |25. Дифториды Ме. Почти все дифториды имеют |

|подземных рассолах, в Н2Ох озер. Иод – |структуру флюорита или рутила. Щеме, свинец,|

|подземные буровые Н2О, водоросли, в виде |железо загор в АТС фтора, на нек ме(Cu, Ni) |

|солей калия – иодат KIO3, периодат KIO4. |при низк Т ф не действ, но при нагрев р-рует |

|18. Простые вещ-ва F2, Cl2, Br2, I2. Методы |со всеми. CaF2 – мин. плавиковый шпат. |

|их получения и св-ва. F2: 1) F (с гр. |26. Комлексные соед Г. Многие комплексные Г |

|«разрушающий»). Малые размеры и отсутствие |Ме гидролиз, это особ хар-но д/соедин с |

|д-подуровня придают эл-ту ряд отличит. св-в.|высшими СО Ме. Фсе комплексные фторо-кислоты |

|Фтор – наиб электроотрицательный эл-т из |–сильные. Известно немгного комплексов, в |

|всех. 2) Получают электролизом расплава KF(HF|кот центром координации явл анион – это |

|при 2500 и KF(2HF (1000) с медным или |полигалогены, содерж анионы [I(xI2]- (x(1;40)|

|стальным катодом и угольным анодом в медн. |или [Br(xBr2]- (x(1;2) |

|или стальных электрлизерах. 3) Светло-желый | |

|газ с резким оч. неприятным запахом. | |

|Тпл=-2190С, Ткип=-1830С. Сильнейший | |

|окислитель, в его атм горят почти все вещ-ва.| |

|С пр. вещвами обр-ет фториды: S+3F2=SF6. При | |

|обычных усл не реагирует только с О, N, He, | |

|Ne, Ar. Из Ме наиб уст никель за счет | |

|пассивации. Реакции фтора с Н2-содержащими | |

|вещ-вами сопровожд. образ HF: | |

|2Н2О+2F2=4HF+O2. С Н2 реагир со взрывом и в | |

|темноте. Cl-газ, Br-жидкость (единств из | |

|Нем), иод – твердое в-во. В виде прост вещ-в | |

|Г образ молекулы Э2, хорошо р-рим в орган | |

|раств-лях., р-рим в воде. Хар-ны св-ва | |

|окислителей, р-руют с Н2, образ | |

|галогеноводороды, явл. газами, хорошо раств в| |

|воде – сильные к-ты. Почти все способы | |

|получения Г сводятся к окисл их ионов, при | |

|помощи окислителей или под действием тока. Cl| |

|– электролиз водн рас-ров NaCl или | |

|К(катод)Сl(анод), в лаб – действ окисл на | |

|НСl. Br, I – окислением НВr и HI, в пром – из| |

|бромидов и иодидов, дейтв на р-ры Cl. | |

|19. Взаимодействие Г с Н2О и щелочами. 1)При |27. Сероводород, получ, строение и свойства. |

|взаим с Н2О Cl образуются HCl и НОСl – |Сульфиды, методы их получения и св-ва. |

|хлорноватиствая к-та.2) Фтор: При |Р-римость и гидролиз сульфидов. H2S – |

|пропускании фтора через охлажд 2% рас-р NaOH |халькогенводород – ядовитый газ с оч. |

|образуется OF2: 2F2+2NaOH=2NaF+H2O+OF2. В |неприятным запахом тухлых яиц. Получают в |

|горячей концентрированной щелочи реак с |аппаратах Кита: FeS+HCl(FeCl2+H2S^. Tкип= - |

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8