Головна

електродні потенціали

  1. Біопотенціали.
  2. У міелінізіровани волокна ПОТЕНЦІАЛИ ДІЇ ВИНИКАЮТЬ
  3. У свердловинах, що буряться на нафту і газ, потенціали ПС виникають в основному завдяки дифузії іонів солей на контакті двох середовищ, що містять розчини різної концентрації.
  4. викликані потенціали
  5. викликані потенціали
  6. Викликані потенціали головного мозку (самост.).
  7. ВНАСЛІДОК ПОТЕНЦІАЛИ кори МОЗОЧКА

Якщо ж процеси окислення і відновлення просторово розділити, то будь-яку окислювально-відновну реакцію можна використовувати для отримання електричної енергії. Такі пристрої називають хімічними джерелами струму (ХДС). Найпростіший ХІТ - гальванічна (рис. 7.1) - являє собою судини, в яких два електроди, поміщені в розчин відповідних електролітів, з'єднані сольовим містком (провідником другого роду *), що представляє собою скляну трубку, заповнену розчином такого електроліту, катіони і аніони якого характеризуються однаковою рухливістю. При замиканні зовнішнього ланцюга провідником першого роду починається окислювально-відновна реакція, про що свідчить виникнення електрорушійної сили (ЕРС).

значення електроднихпотенціалів визначаються щодо деякого електрода, потенціал якого умовно прийнятий за нульовий. Таким еталонним електродом обраний водневий в стандартних умовах. Його пристрій таке: платиновий електрод, покритий дрібнодисперсного платиною (платиновою черню), занурений в розчин сірчаної кислоти з активністю іонів водню 1 моль • л-1, обдувається струменем газоподібного водню під тиском 100 кПа; при цих умовах і при T = 298 K

32.комплексоутворювач - Центральний атом або іон, який має вакантну орбіталь, навколо якого координуються негативно заряджені іони або нейтральні молекули.

координаційне число - Число лігандів, що координуються комплексоутворювачем.

ліганди - Іони або молекули, що мають неподіленого електрони, координовані комплексоутворювачем.

Внутрішня сфера комплексного з'єднання - центральний атом з пов'язаними з ним лигандами, тобто, власне комплексна частка.

зовнішня сфера комплексного з'єднання - інші частинки, пов'язані з комплексною часткою іонної або міжмолекулярними зв'язками, включаючи водневі.

[Ni (NH3)6] Cl2 > [Ni (NH3)6]2+ + 2Cl- хлорид гексаамміннікеля (II);

[Ni (NH3)6]2+ - Ni2+ + 6NH30

[Ni2+] • [NH30 ] 6

Кнест. = ---

[[Ni (NH3)6]2+ ]

 Формула комплексної сполуки і його назва  Комплексо-освітніх  ліганд  Координацію-націон-ну кількість  Внутрішня сфера комплексної сполуки  Іони зовнішньої сфери
 [Ni (NH3)6] Cl2 хлорид гексаамміннікеля (II)  Ni2+  NH30  [Ni (NH3)6]2+  Cl-

33

Сполуки хрому (III) інертні, т. Е. Реакції заміщення в їх розчинах протікають з низькою швидкістю. Інертні комплекси не вдається синтезувати по реакціях обміну в водних розчинах. Для отримання інертних комплексів або використовують дуже великий надлишок лиганда, що, наприклад, досягається проведенням реакції амінування безпосередньо в рідкому аміаку:

CrCl3+ 6NH3 (ж) [Cr (NH3) 6] Cl3

або проводять окислювально-відновну реакцію:

4 [Cr (NH3) 6] Cl2+ 2NH4Cl + O2= 2 [(NH3) 5Cr (OH) Cr (NH3) 5] Cl5v + 6NH3

34.s, p елементи знаходяться в головних підгрупах періодичних системах. кожен період починається 2s елемента.

У кожному s елементі є 1,2 валентних електронів. У р елементів відбувається заповнення електронів р елемент орбіталей зовнішнього енергетичного рівня. таким чином, s і p валентними є електрон і орбіталі зовнішнього шару атома.

У s р елементів число зовнішнього електрона = номер групи, тому перетворення хімічного зв'язку за участю всіх електронів елемент проявляє вищу ступінь окислення номером групи.

При переході від 1 до 8 групі найвищий рівень окислення стає менш стійкою. пояснення збільшенні енергетичних відмінностей між s і р орбиталями валентного шару атома і тому зменшується можливість участі номером s електронів в обрахованіі хімічного зв'язку.

Для s і р елементів 1,2,3 групи проявляє ступінь окислення +1, +2, + 3. в з'єднаннях р елементи 4-7 груп можуть мати як нижчий ступінь окислення, так і вищі і проміжні.

Для елементів непарних груп енергія стабілізації з'єднання в яких елемент проявляє непарну ступінь окислення, для парних парну ступінь окислення.

Координаційне число (число атомів) s і р елементів визначається будовою валентних оболонок.

Для елементів зі стійкою валентної електронної конфігурацією спостерігається низька енергія спорідненості. Усередині періодів спостерігається немонотонна енергія збільшується. це пов'язано зі зміною структури електронних оболонок атома. з розглянутими тенденціями в змінах індивідуальних атомів спостерігається посилення неметалічних ознак. (зліва направо)

Na, Mg, Si, F, CI-неметали.

Під групах зверху вниз радіус-збільшується, енергія- зменшується,

середня енергія -збільшується, тому спостерігається тенденція посилення металів.

C, Si, Ge-неметали.

Sn, Pb-метали.

Таким чином, однакові число електронів визначає близькість властивостей елементів, розрізняють індивідуальний характер атомів електронів, обумовлює відмінність їх свойств.Si-

35. s, p елементи знаходяться в головних підгрупах періодичних системах. кожен період починається 2s елемента.

У кожному s елементі є 1,2 валентних електронів. У р елементів відбувається заповнення електронів р елемент орбіталей зовнішнього енергетичного рівня. таким чином, s і p валентними є електрон і орбіталі зовнішнього шару атома.

У s р елементів число зовнішнього електрона = номер групи, тому перетворення хімічного зв'язку за участю всіх електронів елемент проявляє вищу ступінь окислення номером групи.

При переході від 1 до 8 групі найвищий рівень окислення стає менш стійкою. пояснення збільшенні енергетичних відмінностей між s і р орбиталями валентного шару атома і тому зменшується можливість участі номером s електронів в обрахованіі хімічного зв'язку.

Для s і р елементів 1,2,3 групи проявляє ступінь окислення +1, +2, + 3. в з'єднаннях р елементи 4-7 груп можуть мати як нижчий ступінь окислення, так і вищі і проміжні.

Для елементів непарних груп енергія стабілізації з'єднання в яких елемент проявляє непарну ступінь окислення, для парних парну ступінь окислення.

Координаційне число (число атомів) s і р елементів визначається будовою валентних оболонок.

Для елементів зі стійкою валентної електронної конфігурацією спостерігається низька енергія спорідненості. Усередині періодів спостерігається немонотонна енергія збільшується. це пов'язано зі зміною структури електронних оболонок атома. з розглянутими тенденціями в змінах індивідуальних атомів спостерігається посилення неметалічних ознак. (зліва направо)

36. Для II групи - конфігурація s2, Для III групи - конфігурація s2p1

Перший період утворюють два елементи, і найбільшу енергію у них має ls-подоболочка. У 2 періоді найбільша енергія у 2s -подоболочки у елементів I і II груп, і у 2р -подоболочки у інших. У елементів 3-го періоду найбільшу енергію мають для I-II та інших груп, відповідно, 3s і Зр -подоболочки.

Другий і 3-й періоди містять по 8 елементів. У елементів 2-го періоду заповнюється шар L (n = 2): спочатку 2s-орбіталі, а потім послідовно три 2p-орбіталі. В атомі неону досягається максимально можливе число електронів на другому квантовому шарі.
 Таким чином, загальне число елементів у другому періоді відповідає максимально можливого числа електронів 2n2 = 8.
 У елементів третього періоду заповнюється M-шар (n = 3), що складається з 3s-, 3p- і 3d-орбіталей. Як і в другому періоді, у двох перших елементів (Na і Mg) заповнюються s-орбіталі, у шести останніх (від Al до Ar) - p- орбіталі, наприклад:
 У останнього елемента 3-го періоду - аргону Ar (як і у Ne) завершується заповнення s- і p-орбіталей. Його зовнішній шар (M-шар) являє собою сукупність чотирьох двухелектронних хмар (одного в формі кулі, трьох інших у формі гантелі). У атомів елементів 3-періоду в двох перших квантових шарах (K і L) повторюється електронна конфігурація атома неону (1s22s22p6). за максимумами розподілу електронної щільності в атомі аргону можна розрізнити K-, L- і M-шари.
 Елементи, в атомах яких йде заповнення s-орбіталей, називаються s-елементами, а елементи, в атомах яких заповнюються p-орбіталі, - p- елементами.

Таким чином, третій період, подібно другому, починається з двох s-елементів, за якими слід шість р-елементів. Структура зовнішнього електронного шару відповідають елементам другого і третього періодів виявляється, отже, аналогічної. Так, у атомів літію і натрію в зовнішньому електронному шарі знаходиться по одному s ~ електрону, у атомів азоту і фосфору -. по два s- і по три р-електрона і т. д. Інакше кажучи, зі збільшенням заряду ядра електронна структура зовнішніх електронних шарів атомів періодично повторюється. Нижче ми побачимо, що це справедливо і для елементів наступних періодів. Звідси слідує що розташування елементів в періодичній системі відповідає електронною будовою їх атомів. Але електронна будова атомів визначається зарядом їх ядер

Один і той же елемент може утворювати кілька різних типів простих речовин, які називаються аллотропние модифікації.

Всі прості речовини діляться на два великі класи: метали і неметали. Різкі відмінності між металевими і неметалевими простими речовинами немає.

З 114 елементів, відомих у даний час, 96 є металами, до них відносяться s-елементи 1 і 2 груп, р-елементи 13 групи, все, крім бору, 14 групи: германій, олово, свинець, 15 групи: сурма, вісмут , а також всі d- і f- елементи. Елементи метали розташовані в початку періодів. Всі інші елементи - неметали, до них відносяться р-елементи 14 - 18 груп довгої форми періодичної системи, виключаючи перераховані вище.

аллотропия - Це здатність атомів одного хімічного речовини утворювати кілька простих речовин, а ці прості речовини називають алотропна модифікаціями.

37.Третій період (Na - Ar) також містить 8 елементів, характер зміни властивостей яких багато в чому аналогічний що спостерігається в другому періоді. Однак Mg, на відміну від Be, більш металеві, так само як і Al в порівнянні з В, хоча Al властива Амфотерность. Si, Р, S, Cl, Ar - типові неметали, але всі вони (крім Ar) виявляють вищі ступені окислення, рівні номеру групи. Таким чином, в обох періодах у міру збільшення Z спостерігається ослаблення металевого і посилення неметаллического характеру елементів. Менделєєв називав елементи другого і третього періодів (малих, по його термінології) типовими. Істотно, що вони належать до числа найбільш поширених в природі, а С, N і O є поряд з H основними елементами органічної матерії (органогенами). Всі елементи перших трьох періодів входять в підгрупи а.

За сучасною термінологією, елементи цих періодів відносяться до s-елементом (лужні і лужноземельні метали), що становить Ia- І IIa-Підгрупи, і р-елементом (В - Ne, At - Ar), що входять в IIIa - VIIIa-Підгрупи. Для елементів малих періодів із зростанням порядкових номерів спочатку спостерігається зменшення атомних, а потім, коли число електронів в зовнішній оболонці атома вже значно зростає, їх взаємне відштовхування призводить до збільшення атомних радіусів. Черговий максимум досягається на початку наступного періоду на лужному елементі. Приблизно така ж закономірність характерна для іонних радіусів.

Четвертий період (K - Kr) містить 18 елементів (перший великий період, по Менделєєву). Після лужного металу K і лужноземельних Ca (s-елементи) слід ряд з десяти так званих перехідних елементів (Sc - Zn), або d-елементів (символи дані синім кольором), які входять в підгрупи б відповідних груп П. с. е. Більшість перехідних елементів (всі вони метали) проявляє вищі ступені окислення, рівні номеру групи. Виняток - тріада Fe - Co - Ni, де два останніх елемента максимально позитивно тривалентним, а залізо в певних умовах відомо в ступені окислення VI. Елементи, починаючи з Ga і кінчаючи Kr (р-елементи), належать до підгрупах а, І характер зміни їх властивостей такої ж, як і у відповідних інтервалах Z у елементів другого і третього періодів. Встановлено, що Kr здатний утворювати хімічні сполуки (головним чином з F), але міра окислення VIII для нього невідома.

37. до s-елементів відносять елементи IA-групи - лужні метали. Електронна формула валентної оболонки атомів лужних металів ns1. Стійка ступінь окислення дорівнює +1. Елементи IА-групи мають подібними властивостями через східного будови електронної оболонки. При збільшенні радіуса в групі Li-Fr зв'язок валентного електрона з ядром слабшає і зменшується енергія іонізації. Атоми лужних елементів легко віддають свій валентний електрон, що характеризують їх як сильні відновники. відновні властивості посилюються зі зростанням порядкового номера.До p-елементів ставляться 30 елементів IIIA-VIIIA-груп періодичної системи; p-елементи розташовані в другому і третьому малих періодах, а також в четвертому-шостому великих періодах. Елементи ІІІА-групи мають один електрон на p-орбіталі. У IVА-VIIIа-групах спостерігається заповнення p-підрівні до 6 електронів. Загальна електронна формула p-елементів ns2np6. У періодах при збільшенні заряду ядра атомні радіуси і іонні радіуси p-елементів зменшуються, енергія іонізації і спорідненість до електрону зростають, електронегативність збільшується, окислювальна активність сполук і неметалеві властивості елементів посилюються. У групах радіуси атомів збільшуються. зміна металевих і неметалевих властивостейВід 2p-елементів до 6p-елементам енергія іонізації зменшується. Посилюються металеві властивості p-елемента в групі зі збільшенням порядкового номера Від Alдо Ar (3 період), отGa до Kr (4 період) метал. властивості посилюються.

s-елементи в лівій частині таблиці мають мало електронів на зовнішній оболонці і менший заряд ядра, що сприяє утворенню саме металевої зв'язку. За зрозумілим винятком водню і гелію (їх оболонки близькі до завершення або завершені!), Все s-елементи є металами.

38. написала на листочок

39.

р-Елементи IV групи Загальна характеристика групи. Загальна характеристика вуглецю. Аллотропические модифікації вуглецю. Типи гібридизації атома вуглецю і будова углеродосодержащих молекул. Вуглець як основа всіх органічних молекул. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Активоване вугілля як адсорбент. Вуглець в негативних ступенях окислення. Карбіди активних металів і відповідні їм вуглеводні. Вуглець (II). Оксид вуглецю (II), його КО і oв характеристика, властивості як ліганда, хімічні основи його токсичності. Ціанистоводнева кислота, прості і комплексні ціаніди. Хімічні основи токсичності ціанідів. З'єднання вуглецю (IV). Оксид вуглецю (IV), стереохімія і природа зв'язку, рівноваги у водному розчині. Вугільна кислота, карбонати і гідрокарбонати, гідроліз і термохимическое розкладання. З'єднання вуглецю з галогенами і сіркою. Чотирихлористий вуглець, фосген, фреони, сірковуглець і тіокарбонати. Ціанати і тіоціанати. Фізичні та хімічні властивості, застосування. Біологічна роль вуглецю. Хімічні основи використання неорганічних сполук вуглецю в медицині і фармації. Кремній. Загальна характеристика. Основна відмінність від вуглецю: відсутність пі-зв'язку в сполуках. Силіциди. З'єднання з воднем (силани), окислення і гідроліз. Тетрафторид і тетрахлорид кремнію, гідроліз. Гексафторосілікати. Кисневі сполуки. Оксид кремнію (IV). Силікагель. Кремінна кислота. Силікати. Розчинність і гідроліз. Природні силікати і алюмосилікати, цеоліти. Кремнійорганічні з'єднань. Силікони й силоксани. Використання в медицині сполук кремнію. Елементи підгрупи германію. Загальна характеристика. Стійкість водневих з'єднань. З'єднання з галогенами типу ЕГ2 і ЕГ4, поведінка у водних розчинах. Оловохлорістоводородная кислота. Оксиди. Оксид свинцю (IV) як сильний окислювач. Амфотерность гідроксидів. Розчинні і нерозчинні солі олова і свинцю. Oв реакції в розчинах. Хімізм токсичної дії сполук свинцю. Застосування в медицині свинецсодержащих препаратів (свинцю (II) ацетат, свинцю (II) оксид). Хімічні основи використання сполук олова та свинцю в аналізі фармпрепаратів.

PbO + 2HCl = PCl2 + H2O; PbO + 2NaOH + H2O = Na2 [Pb (OH) 4]

40. .s-Елементи

3.1. Водень Загальна характеристика. Особливості положення в ПСЕ, реакції з киснем, галогенами, металами, оксидами.
 Вода як найважливіший сполука водню, її фізичні і хімічні властивості. Аквакомплекси і кристалогідрати. Дистильована і апірогенна вода, їх отримання і застосування у фармації. Природні і мінеральні води.
 Характеристика і реакційна здатність сполук водню з іншими поширеними елементами: киснем, азотом, вуглецем, сіркою. Особливості поведінки водню в сполуках з сильно і слабополярная зв'язками. Іон водню, іон оксония, іон амонію.

3.2. s-Елементи - метали Загальна характеристика. Зміна властивостей елементів IIA групи в порівнянні з IA. Характеристики катіонів. Іони s-металів у водних розчинах; енергія гідратації іонів. Взаємодія металів з киснем, утворення оксидів, пероксидів, гіпероксідов (супероксидів, надпероксида). Взаємодія з водою цих сполук. Гідроксиди лужних і лужноземельних металів; амфотерность гідроксиду берилію. Гідриди лужних і лужноземельних металів і їх відновні властивості. Взаємодія лужних і лужноземельних металів з водою і кислотами. Солі лужних і лужноземельних металів: сульфати, нітрати, карбонати, фосфати. Іони лужних і лужноземельних металів як комплексообразователи. Іонофори і їх роль в мембранному перенесенні калію і натрію. Іони магнію і кальцію як комплексообразователи. Реакція з комплексонами (на прикладі етилендіамінтетраацетата натрію). Біологічна роль s-елементів-металів в мінеральному балансі організму. Макро- і мікро-s-елементи. Надходження в організм з водою. Жорсткість води, одиниці її виміру, межі, вплив на живі організми і перебіг реакцій у водних розчинах, методи усунення жорсткості. З'єднання кальцію в кістковій тканині, схожість іонів кальцію і стронцію, изоморфное заміщення (проблема стронцію-90) Токсичність сполук берилію. Хімічні основи застосування сполук літію, натрію, калію, магнію, кальцію, барію в медицині і в фармації.

41. Алюміній - основний представник металів головної підгрупи III групи Періодичної системи. Властивості його аналогів - галію, індію й талія - ??нагадують властивості алюмінію, оскільки всі ці елементи мають однакову електронну конфігурацію зовнішнього рівня ns2nр1 і можуть проявляти ступінь окислення +3. зі збільшенням атомної маси посилюється металевий характер елементів. Бор - неметал, інші елементи (підгрупа алюмінію) - метали. Бор значно відрізняється за властивостями від інших елементів і більше схожий на вуглець і кремній. Інші елементи - легкоплавкі метали, In і Тl - надзвичайно м'які. всі елементи групи Тривалентне, але зі збільшенням атомного номера більш характерною стає валентність 1 (Тl переважно одновалентен). в ряду В-Аl-Gа-In-Тl зменшується кислотність і збільшується основність гідроксидів R (ОН) 3. Н3ВО3 - кислота, Аl (ОН) 3 і Gа (ОН) 3 - амфотерні підстави, In (ОН) 3 і Тl (ОН) 3 - типові підстави. ТlOН - серйозна причина. далі розглянемо властивості тільки двох елементів: детально - алюмінію, як типового представника р-металів, надзвичайно широко застосовується на практиці, і схематично - бору, як представника «полуметаллов» і виявляє аномальні властивості в порівнянні з усіма іншими елементами підгрупи. алюміній - найпоширеніший метал на Землі (3-е місце серед всіх елементів; 8% складу земної кори). У вигляді вільного металу в природі не зустрічається; входить до складу глиноземів (Аl2О3), бокситів (Аl2О3 - xН2О). Крім того, алюміній виявляється у вигляді силікатів в таких породах, як глини, слюди і польові шпати. вміст бору в земній корі становить усього 0,001%. Його найважливішим природним мінералом є бура Na2B4O7.10Н2О. алюміній має єдиний стабільний ізотоп  , Бор - два:  19,9% і  80,1%. Фізичні властивості. Алюміній у вільному вигляді - сріблясто-білий метал, що володіє високою тепло- і електропровідністю. Алюміній має невисоку щільність - приблизно втричі менше, ніж у заліза або міді, і одночасно - це міцний метал. бор існує в кількох алотропних модифікаціях. Аморфний бор являє собою темно-коричневий порошок. Кристалічний бор - сіро-чорний, з металевим блиском. По твердості кристалічний бор посідає друге місце (після алмазу) серед всіх речовин. При кімнатній температурі бор погано проводить електричний струм; так само, як кремній, він володіє напівпровідниковими властивостями. Хімічні властивості. Поверхня алюмінію зазвичай покрита міцною плівкою оксиду Аl2О3, яка охороняє його від взаємодії з навколишнім середовищем. Якщо цю плівку видаляють, то метал може енергійно реагувати з водою:

2Аl + 6Н2О = 2Аl (ОН) 3 + ЗН2 ^. у вигляді стружок або порошку він яскраво горить на повітрі, виділяючи велику кількість теплоти:

2Аl + 3 / 2O2 = Аl2О3 + 1 676 кДж. ця обставина використовується для отримання ряду металів з їх оксидів методом алюмотермії. Так назвали відновлення порошкоподібною алюмінієм тих металів, у яких теплоти утворення оксидів менше теплоти освіти Аl2О3, наприклад: Сr2О3 + 2Аl = 2Сr + Аl2О3 + 539 кДж.

Бор, на відміну від алюмінію, хімічно інертний (особливо кристалічний). Так, з киснем він реагує тільки при дуже високих температурах (> 700 ° С) з утворенням борного ангідриду В2О3:

2В + ЗО2 = 2В2О3, з водою бор не реагує ні за яких обставин. При ще більш високій температурі (> 1200 ° С) він взаємодіє з азотом, даючи нітрид бору (служить для виготовлення вогнетривких матеріалів):

2B + N2 = 2BN.

Лише з фтором бор реагує при кімнатній температурі, реакції ж з хлором і бромом протікають тільки при сильному нагріванні (400 і 600 ° С відповідно); у всіх цих випадках він утворює тригалогенидов ВНal3 - димлять на повітрі летючі рідини, легко гидролизующиеся водою:

2В + 3Наl2 = 2ВНаl3. В результаті гідролізу утворюється ортоборна (борна) кислота H3BO3: ВНаl3 + 3Н2О = Н3ВО3 + ЗННаl.

На відміну від бору, алюміній вже при кімнатній температурі активно реагує зі всіма галогенами, утворюючи галогеніди. При нагріванні він взаємодіє з сіркою (200 ° С), азотом (800 ° С), фосфором (500 ° С) і вуглецем (2000 ° С):

2Аl + 3S = Аl2S3 (сульфід алюмінію), 2Аl + N2 = 2АlN (нітрид алюмінію), аl + Р = АlР (фосфід алюмінію), 4Аl + 3С = Аl4С3 (карбід алюмінію). всі ці сполуки повністю гідролізуються з утворенням гідроксиду алюмінію і, відповідно, сірководню, аміаку, фосфіну і метану. алюміній легко розчиняється в соляній кислоті будь-якої концентрації: 2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2 ^.

Концентровані сірчана і азотна кислоти на холоді не діють на алюміній. При нагріванні алюміній здатний відновлювати ці кислоти без виділення водню: 2Аl + 6Н2SО4 (конц) = Аl2 (SО4) 3 + 3SО2 + 6Н2О, аl + 6НNO3 (конц) = Аl (NO3) 3 + 3NO2 + 3Н2О. в розведеної сірчаної кислоти алюміній розчиняється з виділенням водню: 2Аl + 3Н2SО4 = Аl2 (SО4) 3 + 3Н2.

У розведеної азотної кислоти реакція йде з виділенням оксиду азоту (II): Аl + 4HNО3 = Аl (NО3) 3 + NO + 2Н2О.

Алюміній розчиняється в розчинах лугів і карбонатів лужних металів з утворенням тетрагідроксоалюмінатов:

2Аl + 2NаОН + 6Н2О = 2Na [Аl (ОН) 4] + 3Н2 ^. кислоти, які є окислювачами, з бором не реагують і тільки концентрована HNO3 окисляє його до борної кислоти: В + HNO3 (конц) + Н2О = Н3ВO3 + NO ^

42.Головну підгрупу V групи складають азот, фосфор, миш'як, сурма і вісмут. Кожен з елементів має електронну конфігурацію на зовнішньому рівні ns23 і може проявляти в своїх з'єднаннях ступінь окислення від -3 до +5. Азот і фосфор - типові неметали, миш'як проявляє і металеві властивості, сурма і вісмут - типові метали. На відміну від всіх інших, в V групі періодичної системи дуже різко змінюються властивості складових її елементів.

Азот при звичайних умовах - газ без кольору і запаху, що складається з двохатомних молекул N2. Природний азот складається з двох ізотопів: 14N (99,6%) і 15N (0,4%). Перший з них грає важливу роль в ядерних реакціях, що протікають в атмосфері під впливом космічних променів:

Вимірювання активності утворюється радіоактивного вуглецю використовують в археології для визначення «віку» вуглець речовин.

Азот - основний компонент повітря (78% за обсягом). Крім того, азот входить до складу рослин і організмів тварин у формі білків. Рослини синтезують білки, використовуючи нітрати з грунту. Нітрати утворюються там з атмосферного азоту і амонійних сполук, наявних у грунті. Процес перетворення атмосферного азоту в форму, засвоювану рослинами і тваринами, називається зв'язуванням (або фіксацією) азоту. Зв'язування азоту може відбуватися двома способами:

1) Під час розряду блискавок кілька азоту і кисню в атмосфері з'єднується з утворенням оксидів азоту. Вони розчиняються у воді, утворюючи розбавлену азотну кислоту, яка, в свою чергу, утворює нітрати в грунті.

2) Атмосферне азот під дією особливих бактерій безпосередньо перетворюється в нітрати. Деякі з таких бактерій присутні в грунті, інші - в вузликах кореневої системи бульбочкових рослин.

Нітрати також вносяться в грунт у формі добрив. Рослини засвоюють нітрати з грунту через свою кореневу систему. Після смерті рослин і тварин їх білки розкладаються, утворюючи з'єднання амонію. Ці сполуки в кінці кінців перетворюються гнильними бактеріями в нітрати, які залишаються в грунті, і азот, який повертається в атмосферу.

Всі ці процеси є складовими частинами кругообігу азоту в природі.

Фосфор - «елемент-одинак»; відомий його єдиний стабільний ізотоп 31Р. Фосфор, як і азот, теж є одним з незамінних для життя елементів і входить до складу всіх живих організмів. Він міститься в кісткових тканинах і необхідний тваринам в процесах обміну речовин для накопичення енергії. Проста речовина при звичайних умовах існує у вигляді цілого ряду аллотропних модифікацій, точне число яких до сих пір є предметом дискусій. Головні з них - білий, червоний і чорний фосфор, які за певних умов можуть взаимопревращающихся. Все аллотропии хімічно активні (особливо білий) і взаємодіють з багатьма речовинами, тому у вільному стані в природі фосфор не зустрічається, а входить до складу мінералів типу апатитів ЗСА3(PO)4• CaF2 і фосфатів Са3(РО4)2.

43..Галогени (від грец. Halos - сіль і genes - утворює). До галогенам відносяться елементи VII групи, А підгрупи періодичної системи. Галогени - це фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) і астат (At), властивості якого мало вивчені

Галогени набагато більше схожі між собою, ніж неметали інших груп. Вони належать до найбільш активним неметаллам. Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні сім електронів і до його завершення їм бракує тільки одного електрона, тому галогени виявляють яскраві окисні властивості. Через високу окисної здатності галогени в природі у вільному вигляді практично не зустрічаються, вони входять до складу різних солей. Звідси пішла назва "галогени" - "солероди". в підгрупі зі збільшенням порядкового номера окисні властивості зменшуються в зв'язку зі збільшенням радіуса атомів: від фтору до астату - і, відповідно, зростають їх відновні властивості. Аналогічно зменшується і значення відносної електронегативності галогенів. Як найбільш електронегативний елемент, фтор в з'єднаннях з іншими елементами виявляє постійну ступінь окислення -1. Решта галогени можуть проявляти як цей ступінь окислення в з'єднаннях з металами, воднем і менш електронегативними елементами, так і позитивні непарні ступеня окислення від +1 до +7 в з'єднаннях з більш електронегативними елементами: киснем, фтором.

ФТОР (лат. Fluorum), F, хімічний елемент з атомним номером 9, атомна маса 18,998403. Конфігурація зовнішнього електронного шару 2s2p5. У з'єднаннях проявляє тільки ступінь окислення -1 (валентність I). Фтор розташований у другому періоді в групі VIIа періодичної системи елементів Менделєєва, відноситься до галогенів. Фтор - найактивніший неметалл, існує у вигляді двохатомних молекул F2. у вільному вигляді фтор - безбарвний газ з різким задушливим запахом. при Хімічна активність фтору надзвичайно велика. З усіх елементів зі фтором не утворюють фторидів тільки три легких інертних газу - гелій, неон і аргон. У всіх з'єднаннях фтор проявляє тільки одну ступінь окислення -1.

ХЛОР (лат. Chlorum), Cl, хімічний елемент з атомним номером 17, атомна маса 35,453. Конфігурація зовнішнього електронного шару 3s2p5. У з'єднаннях виявляє ступінь окислення -1; 0; +1; +3; +5; +7. Хлор розташований з третьому періоді VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів. Хлор - активний неметал, існує у вигляді двохатомних молекул Cl2

У вільному вигляді хлор - газ, жовто-зеленого кольору з різким запахом. З хлор конденсується в жовту рідина, а при -101 ° С твердне; добре розчиняється в діхлоретане і чотирихлористий вуглець. Хлор безпосередньо з'єднується майже з усіма елементами, тому в природі він зустрічається тільки у вигляді сполук.

З хлором, вірніше, з його сполуками у вигляді кухонної солі людство знайоме вже давно. З давніх-давен був відомий спосіб отримання кухонної солі з морської води. У вільному стані хлор вперше був отриманий лише в 1774 р шведським хіміком Карлом Вільгельмом Шееле (1742 тисячі сімсот вісімдесят шість) нагріванням піролюзиту - оксиду марганцю (IV) -з соляною кислотою.

БРОМ (лат. Bromum), Br, хімічний елемент з атомним номером 35, атомна маса 79,904. Конфігурація зовнішнього електронного шару 4s2p5. У з'єднаннях проявляє ступені окислення -1, +1, +3, +5 і +7 (валентності I, III, V і VII), причому найбільш характерні ступені окислення -1 і +5. Бром розташований в четвертому періоді в групі VIIа періодичної системи елементів Менделєєва, відноситься до галогенів. Бром - неметал, існує у вигляді двохатомних молекул Br2.

У вільному вигляді бром - руда легколетучая рідина. Назва пов'язана з тим, що у брому важкий, неприємний запах парів (від грецького bromos - сморід).

ЙОД (йод) (лат. Iodum), I (читається «йод»), хімічний елемент з атомним номером 53, атомна маса 126,9045. Конфігурація зовнішнього електронного шару 5s2p5. У з'єднаннях проявляє ступені окислення -1, +1, +3, +5 і +7 (валентності I, III, V і VII). Йод розташований в п'ятому періоді в групі VIIа періодичної системи елементів Менделєєва, відноситься до галогенів.

Йод при звичайних умовах - тверде чорно-сіра речовина з металевим блиском і специфічним запахом .. Важлива особливість йоду - здатність сублімувати (переходити з твердого в пароподібний стан, минаючи рідкий) вже при кімнатній температурі .. За реакційної здатності йод - найменш активний галоген.

Всі галогени проявляють високу окислювальну активність, яка зменшується при переході від фтору до йоду.

Фтор - найактивніший з галогенів, реагує з усіма металами без винятку, багато хто з них в атмосфері фтору самовоспламеняются, виділяючи велику кількість теплоти.

2Аl + 3F2 ^ > 2АlF3 фторид алюмінію

2Fе + 3F2 ^ > 2FеF3 фторид алюмінію

З металами галогени реагують з утворенням відповідних галогенідів (фторидів, хлоридів, бромідів, йодидів):

2Na + Cl2 ^ > 2NaCl хлорид натрію

2K + Br2 > 2KBr бромід калію

Йод істотно відрізняється по хімічній активності від інших галогенів. Він реагує з металами повільно реагує тільки при нагріванні

2Na + J2 > 2NaJ йодид натрію

2. Взаємодія з воднем

Без нагрівання фтор реагує з воднем навіть в темряві, реакція при цьому сильно екзотермічна:

Н2 ^ + F2 ^ > 2НF

Особливий інтерес представляє реакція хлору з воднем. Так, при кімнатній температурі, без освітлення хлор практично не реагує з воднем, тоді як при нагріванні або при освітленні (наприклад, на прямому сонячному світлі) ця реакція протікає з вибухом:

Н2 ^ + Cl2 ^ > 2НCl

Хімічна активність брому менше, ніж у фтору і хлору, але все ж досить велика в зв'язку з тим, що бром зазвичай використовують в рідкому стані і тому його вихідні концентрації при інших рівних умовах більше, ніж у хлору. З воднем він реагує при нагріванні:

Н2 ^ + Br2 > 2НBr

Взаємодія йоду з воднем відбувається тільки при сильному нагріванні, реакція є ендотермічний, реакція оборотна і до кінця не йде

Н2 ^ + J2 - 2НJ

3. Взаємодія з водою

Взаємодія фтору зі складними речовинами також протікає дуже енергійно. Так, він окисляє воду, при цьому реакція носить вибуховий характер:

2F2 ^ + 2H2O > 4НF + О2 ^Хлор можна зупинити реагує з водою, реакція ендотермічна, відбувається тільки на світлі. Розчиняючись у воді і частково реагуючи з нею утворює суміш речовин, яка називається "хлорного водою", яка має жовтувате забарвлення

Сl2 ^ + Н 2 О - НСl + НСlO

Бром, так само, як і хлор, розчиняється в воді, і, частково реагуючи з нею, утворює так звану "бромную воду", яка має яскраво-жовте забарвлення:

Br2 + Н2О - НBr + HBrО

Йод практично в воді не розчиняється і не здатний її окисляти навіть при нагріванні; з цієї причини не існує «йодної води».

J2 + H2O ?

4. Витіснення галогенів

Галогени здатні витісняти один одного з розчинів їх солей: більш активний галоген витісняє менш активний:

2KBr + Cl2 ^ > 2KCl + Br2 ^
 2KCl + Br2 ^ ?
 2KCl + F2 ^ > 2KF + Cl2 ^
 2KBr + J2 ^ ?

5. Окислювальні властивості

Окисні властивості галогенів зменшуються від фтору до йоду. Фтор - дуже сильний окислювач, реагує з більшістю речовин, розкладає навіть скло. Відеоопит.

 SiO2 + 2F2 ^ > SiF4 + O2 ^

Хлор - менш сильний окислювач, ніж фтор:

2FeCl2 + Cl2 ^ > 2FeCl3

Бром є слабким окислювачем:

Na2SO3 + Br2 ^ + 2H2O > Na2SO4 + 2HBr

Йод - дуже слабкий окислювач, здатний окислити тільки дуже сильні відновники, такі як сірководень. Реакція супроводжується помутнінням розчину в результаті утворення вільної сірки:

H2S + J2 > S v + 2HJ

6. Якісні реакції на іони галогенів

Виявити іони галогенів можливо впливом на розчини солей, що містять галоген-іон нітратом срібла (AgNO3). При наявності хлор-іона утворюється білий сирнистий осад хлориду срібла:

 NaCl + AgNO3 > NaNO3 + AgCl v

 При наявності бром-іона утворюється блідо-жовтий сирнистий осад броміду срібла:

NaBr + AgNO3 > NaNO3 + AgBr v

При наявності бром-іона утворюється жовтий сирнистий осад йодиду срібла:

NaJ + AgNO3 > NaNO3 + AgJ v

Якісні реакції на іони галогенів

кислоти галогенів

Галогени здатні утворювати галогенні, водні розчини яких є кислотами. На відміну від всіх інших кислот, плавикова кислота - HF (фтороводородной) зберігається в капронових банках, так як вона розчиняє скло, згідно таких реакцій:

 SiO2 + 4HF > SiF4 + 2H2O

 Отримують плавиковий кислоту впливом сірчаної кислоти на фториди, по реакції:

 CaF2 + H2SO4 > CaSO4 v + 2HF ^

 Даний досвід можна побачити тут.

 Соляна кислота - HCl (хлористоводнева) має максимальну концентрацію ? 37% (? = 1190 кг / м3), це пов'язано з поганою розчинністю хлороводню у воді. У промисловості цю кислоту отримують по реакції:

 H2 ^ + Cl2 ^ > 2HCl

В лабораторії отримують наступним чином:

 2NaCl + H2SO4 > Na2SO4 + 2HCl ^

 Галогенні, крім HF, проявляють відновні властивості, які посилюються від HCl до HI. Хлороводень (HCl) не відновлює сірчану кислоту і дана реакція не піде:

HCl + H2SO4 (конц.) ?

Бромоводород (HBr) має слабкі відновні властивості і здатний відновити сірчану кислоту тільки до сірчистого газу (SO2):

2HBr + H2SO4 (конц.) > Br2 + SO2 ^ + 2H2O

Йодоводород (HJ) володіє сильними відновними властивостями і відновлює сірчану кислоту до кінцевого продукту її відновлення - до сірководню (H2S):

8HJ + 5H2SO4 (конц.) > 4J2 + H2S ^ + 4H2O

Катіон К +

Дія натрію гексанітрокобальтата (ІІІ) Na3 [Co (NO2) 6]

Na3 [Co (NO2) 6] в нейтральному або оцтовокислих розчині дає з іонами

калію жовтий кристалічний осад калію-натрію гексанітрокобальтата (ІІІ):

2KCl + Na3 [Co (NO2) 6] = K2Na [Co (NO2) 6] v + 2NaCl

в іонному вигляді:

2K ++ Na ++ [Co (NO2) 6] 3 = K2Na [Co (NO2) 6] v

Виконання: В пробірку помістити 3-4 краплі розчину солі калію додати 2-3 краплі

розчину реактиву. Якщо осад не випадають, дати суміші постояти. У лужної

середовищі реакцію проводити не можна, так як розкладається сам реактив. реакція

чутлива, нею користуються для осадження іона К + з сироватки крові при

перманганатометріческом визначенні калію в крові.

Катіон Mg2 +

Дія розчину натрію гідрофосфату Na2HPO4

Na2HPO4 в присутності NH3 · H2O і NH4Cl облягає з розчинів солей

магнію білий кристалічний осад магнію амонію фосфату:

MgCl2 + Na2HPO4 + NH3 · H2O = MgNH4PO4 v + 2NaCl + H2O

в іонному вигляді:

Mg2 ++ HP2- + NH3 · H2O = MgNH4PO4 v + H2O

Виконання: До 1-2 крапель розчину магнію хлориду додати по 2 краплі розчину

NH4Cl; 2М розчину аміаку і 1 краплю розчину Na2HPO4. реакція

освіти MgNH4PO4 застосовується в біохімічному аналізі для

визначення магнію в крові

45.

Все галогеноводороди при звичайних умовах газоподібні. Хімічна зв'язок, здійснювана в їх молекулах, - ковалентний полярна, причому полярність зв'язку в ряду НF - НСl - НВr - НI падає. Міцність зв'язку також зменшується в цьому ряду. Внаслідок своєї полярності, все галогеноводороди, на відміну від галогенів, добре розчинні у воді. Причому при розчиненні НI, НВr і НСl диссоциируют майже повністю, тому що утворюються кислоти відносяться до числа сильних. Оскільки негативні іони галогеноводородних кислот можуть проявляти тільки відновні властивості, то при взаємодії цих кислот з металами окислення останніх може відбуватися тільки за рахунок іонів Н +. Тому кислоти НL реагують тільки з металами, що стоять у ряді напруг лівіше водню.

Оскільки негативні іони галогеноводородних кислот можуть проявляти тільки відновні властивості, то при взаємодії цих кислот з металами окислення останніх може відбуватися тільки за рахунок іонів Н +. тому кислоти ННаl реагують тільки з металами, що стоять у ряді напруг лівіше водню.

Чим менш активний галоген, тим слабкіше спо  тветствующая кислота, оскільки вище енергія зв'язку H-Gal і важче відбувається дисоціація. Значить HCl сильніше HF.

MgCl 2 6? 2 ° c 12C4,

{[(Mg) (H 2 O) 6] 2 ++ (12C4) + 2Cl 7}

{[(Mg) (H 2 O) 2. (15C5)] 2 ++ 2Cl 7 + (H 2 O)}

В ряду хімічних зв'язок змінюються від іонної до ковалентного. Іонні хлориди - тверді крістілліческіе речовини з аисокой температурою плавлення, ковалентні - гази або рідини. Проміжне становище займають іонно-ковалентні хлориди.

NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 PCl5

Основні Амфотерні Кислотні

Основні хлориди гідролізу не наражати, а кислотні гідролізуються повністю і незворотно з утворенням кислот:

SiCl4 + 3HOH = H2SiO3 + 4HCl

Основні хлориди (за рахунок хлорид-іонів) є донорами електронних пар, а кислотні-акцепторами. Амфотерні хлориди взаємодіють як з кислотними, так і з основними сполуками.

KCl + AlCl3 = K [AlCl4]

Все хлориди 3 періоди розчинні у воді. Хлориди отримують хлоруванням простих речовин хлором або сухим хлоридом водню.

2Na + Cl2 = 2NaCl

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

А так же взаємодією оксидів з хлором (або хлоридами) в присутності вугілля:

SiO2 + 2Cl2 + C = SiCl4 + CO2

Основні хлориди гідролізу не підлягають.

Al3 + + НОН = AlOH2 + + Н +,

Al3 + + 3Cl- + H2O = AlОH2 + + 2Cl- + H + + Cl-,

AlCl3 + H2O = AlOHCl2 + HCl

46.Багато ковалентні галогеніди (особливо фториди) -сильні кислоти Льюїса, наприклад AsF5, SbF5, BF3, A1Cl3. Фториди входять до складу сверхкіслот. Вищі галогеніди відновлюються металами і Н2, Наприклад:

2F2^ + 2H2O > 4НF + Про2^

SiO2 + 2F2 ^ > SiF4 + O2 ^

47. За типом хімічного зв'язку сульфід НЕОРГАНИЧЕСКИЕ можна розділити на три основні групи. До першої відносять сульфід НЕОРГАНИЧЕСКИЕ s-елементів-лужних і щел.-зем. металів, Mg, для яких характерна іонно-кова-лентний зв'язок з недо-рим переважанням іонної складової. M2S кристалізуються в структурі типу антіфлюоріта, МIIS-в структурах типу NaCl з високими координац. числа ми для S (6, 8). Ці сульфід НЕОРГАНИЧЕСКИЕ мають відносно високі DHобр, Температури плавлення (табл. 1), солеподібний, безбарвні, гігроскопічна. Багато з них розчинний у воді з розкладанням (С. лужних металів, BaS), утворюють кристалогідрати. Окислюються киснем повітря, Н2О2 та ін. до сульфатів, легко розкладаються НCl, HNO3 і H2SO4 на холоду. Полісульфіди хімічно менш стійкі, ніж прості сульфід НЕОРГАНИЧЕСКИЕ, причому їх стійкість зменшується з підвищенням вмісту в них S. При нагріванні легко розкладаються на S і прості сульфід НЕОРГАНИЧЕСКИЕ

До другої групи відносять сульфід НЕОРГАНИЧЕСКИЕ d-металів і f-металів з складами MS, M5S7, M3S4, M2S3, MS2, MS3 і ін. У нижчих сульфід НЕОРГАНИЧЕСКИЕ хімічний зв'язок носить переважно металеві. характер, у вищих-іонно-ковалентний.

Na2S + H2O <-> NaHS + NaOH
 NaHS + H2O <-> H2S + NaOH
 S (2) + H2O <---> HS (-) + OH (-)
 HS (-) + H2O <---> H2S + OH (-)

(NH4) 2S + H2O <-> 2NH4OH + H2S
 2NH4 (+) + S (2) + 2H2O <-> 2NH4OH + H2S

Al2S3 + 3H2O <---> 2Al (OH) 3 + 3H2S
 2Al (3+) + 3S (2) + 3H2O <---> 2Al (OH) 3 + 3H2S

48) Аміак.
 аміак
 - NH3, Нітрид водню, при нормальних умовах - безбарвний газ з різким характерним запахом (запах нашатирного спирту)

Кристалічна решітка амміака- молекулярна.
Будова молекули. Молекула аміаку має пірамідальну форму, з основою піраміди з атомів водню і атомом азоту в вершині. Молекула NH3 поляризована - загальні електронні пари зміщені до атома азоту. Ще у атома азоту є неподіленої пари електронів, здатних взаємодіяти з донорно-акцепторного механізму з іонами або молекулами, що мають вакантні орбіталі. Молекула аміаку приєднує протон, утворюючи іон амонію, причому всі чотири зв'язку азоту з воднем рівноцінні.
 Особливі хімічні властивості аміаку - донорні властивості - обумовлені наявністю неподіленої електронної пари. Цю пару частка-донор використовує при утворенні ковалентного зв'язку з часткою, має вакантну орбіталь (акцептором) Катіон амонію NH4+ утворюється за донорно-акіепторному механізму при взаємодії вільної електронної пари молекули аміаку з вакантною s-орбіталио іона водню.

Хім. властивості.
Аміак добре розчинний у воді. Висока розчинність аміаку пов'язана з утворенням міцних водневих зв'язків
У звичайних умовах аміак - безбарвний газ, легший за повітря, з різким запахом і їдким смаком. При -33,4 ° C він перетворюється в рідину, яка твердне при -77,7 ° C. Аміак дуже добре розчинний у воді, спирті, бензолі. Аміак хімічно дуже активний, особливо в реакціях окислення і приєднання.
 Аміак - сильний відновник. Наприклад, він взаємодіє з киснем, утворюючи азот і воду:
 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
 У присутності каталізатора аміак окислюється до оксиду азоту (II):
 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
 При нагріванні з хлором і пероксидом водню утворюються молекули вільного азоту:
 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl
 2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O
 Водний розчин аміаку має лужну реакцію, тому що при розчиненні аміаку в воді утворюється гідроксид амонію NH4OH, який дисоціює:
 NH4OH "NH + + ОН-
 Гідроксид амонію нестійкий і розпадається на аміак і воду:
 NH4OH = NH3 + H2O
 При нейтралізації розчину аміаку кислотами утворюються солі амонію:
 NH3 + HCl = NH4Cl
 2NH3 + H2SO4 = (NH4) 2SO4
 Солі амонію добре розчинні у воді. Вони дуже схожі на відповідні солі лужних металів, особливо на солі калію. Тому іон амонію - аналог іонів лужних металів.
Отримання.
У промисловості аміак отримують безпосереднім синтезом з азоту і водню в присутності каталізатора при високій температурі і тиску:
 N2 + 3H2 = 2NH3
 У лабораторних умовах аміак може бути отриманий витісненням його сильними лугами з амонієвих солей за схемою:
 2NH4CI + Ca (OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O.

49.Оксиди 3-го періоду: Na2O, Al2O3, MgO - іонна зв'язок, SiO2, P2O5, SO3, CL2O7 - ковалентний полярна. У зв'язку зі зменшенням різниці в електронегативності елементів в цьому ряду змінюється вид хімічного зв'язку: від іонної до ковалентно-полярної. оксиди 2-ої періоду: Li2O, BeO, Br2O7, CO2, N2O, OF2 (фторид кисню) - ковалентно-полярна связьОксіди представляють собою з'єднання елементів з киснем. Оксиди поділяють на солеобразующіе і несолеобразующіе. Солеобразующіе оксиди поділяють на основні (утворюють солі з кислотами), кислотні (утворюють солі з основами) і амфотерні (утворюють солі як з кислотами, так і з підставами). Основним оксидам відповідають підстави, кислотним - кислоти, а амфотерним - гідрати, які виявляють як кислотні, так і амфотерні властивості. Кислотні оксиди, характерні ознаки: - хімічна реакція з водою CO2 + H2O = H2CO3 - це речовина - вугільна кислота - одна з слабких кислот, її додають у газовану воду для "бульбашок" газу. З підвищенням температури розчинність газу у воді зменшується, а його надлишок виходить у вигляді бульбашок. - Реакція з лугами (підставами):

CO2 + NaOH = Na2CO3 - утворилося речовина (сіль) широко використовується в господарстві. Її назва - кальцинована сода або пральна сода, - відмінне миючий засіб для підгоріли каструль, жиру, пригару. Голими руками працювати не рекомендую!

- Реакція з основними оксидами:

CO2 + MgO = MgCO3 - отримала сіль - карбонат магнію - ще називається "гірка сіль".

Основні оксиди, ознаки:

1. Взаємодія з водою:

- Взаімоджействіе з водою з утворенням основи (або лугу)

CaO + H2O = Ca (OH) 2 (відома реакція гасіння вапна, при цьому виділяється велика кількість тепла!)

2. Взаємодія з кислотами:

- Взаімоджействіе з кислотою з утворенням солі і води (розчин солі у воді)

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O (Кристали цієї речовини CaSO4 відомі всім під назвою "гіпс").

3. Взаємодія з кислотними оксидами: освіта солі

CaO + CO2 = CaCO3 (Ця речовина відомо всім - звичайний крейда!)

Амфотерні оксиди, ознаки:

Хімічні совйства амфотерних оксидів унікальні тим, що вони мрогут вступати в хімічні реакції, відповідні як підставами так і з кислотами. наприклад:

- Реакція з кислотним оксидом:

ZnO + H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Утворене засіб - розчин солі "карбонату цинку" в воді.

- Реакція з підставами:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O - отримане речовина - подвійна сіль натрію і цинку.

50. Сила кислоти - характеристика кислоти, що показує, наскільки легко кислота віддає протони молекулам даного розчинника. В основному це вода. Сила кислоти залежить від природи атома при кислотному центрі і від його структурного оточення. У періоді сила кислородсодержащей кислоти зростає зі збільшенням заряду і зі зменшенням радіуса іона кислотоутворюючого елемента: H4SiO4

Константи: H3PO4.

1cтупень: [H] [H2PO4] / [H3PO4] = 7,08?10-3 - 7,59?10-3

2ступень: [H] [HPO4] / [H3PO4] = 6,17?10-8 - 6,31?10-8

3ступень:: [H] [PO4] / [H3PO4] = 1,00?10-12 - 1,26?10-12

Іони: HPO4

H4SiO4.

1 ступінь: [H] [H3SiO4] / [H4SiO4] = 2,00?10-10 - 1,26?10-10

2ступень: [H] [H2SiO4] / [H4SiO4] = 1,58?10-12 - 2,00?10-12

3 ступінь: [H] [HSiO4] / [H4SiO4] = 2,00?10-14 - 1,00?10-12

4 ступінь: [H] {SiO4] / [H4SiO4] = 1,00?10-12

Іони: HSIO4

H2SO4.

1 ступінь: [H] [HSO4] / [H2SO4] =?

2ступень: [H] [SO4] / [H2SO4] = 1,15?10-2 - 1,26?10-2

Іони: SO4

HCLO4

1 cтупень: [H] [CLO4] / [HCLO4] =?

Іони: CLO4, за значеннями констант

51. Окислювально-відновні властивості речовини пов'язані з процесом віддачі і прийому електронів атомами, іонами або молекулами. Окислювач - це речовина, яка в ході реакції приймає електрони, т. Е. Відновлюється; відновник - віддає електрони, т. е. окислюється. Сірчана кислота H2SO4 виявляє окисні властивості в концентрованому розчині за рахунок сірки в ступені окислення +6:

C(графіт) + 2H2SO4 (конц)  СO2 + 2SO2 + 2H2O.

Склад продуктів відновлення визначається головним чином активністю відновлення і концентрацією кислоти:

SO42 + 4H+ + 2e = SO2 + 2H2O

SO42 + 8H+ + 4e = S + 4H2O

SO42 + 10H+ + 8e = H2S + 4H2O

концентрація кислоти

?????????????

H2S S SO2

?????????????

активність відновника розбавлена ??H2SO4- Сильний окислювач за рахунок катіонів Н +:

H2SO4 (разб.) + Zn = ZnSO4 + H2 ^ (з благородними металами не реагує)

2Al + 3H2SO4 = Al2 (SO4) 3 + 3H2.

C(графіт) + 2H2SO4 (конц)  СO2 + 2SO2 + 2H2O.

З сірої не взаємодіє.

концентрована H2SO4 - Сильний окислювач за рахунок SVI:

H2SO4 + Al = реакція не йде з холодною кислотою, з гарячою:

З + 2 Н2SO4 = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О.

S + 2 Н2SO4 = 3 SO2 + 2 Н2О

Zn + 2 Н2SО4 (конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2 Н2О

52. 1. Азотна кислота. Чиста азотна кислота HNO -бесцветная рідина Азотна кислота не відрізняється міцністю, Вже подвліяніем світла вона поступово розкладається: Чим вище температура і чим концентрированнее кислота, тим швидше йде розпад. Вирізняється діоксид азоту розчиняється в кислоті і надає їй буре забарвлення. азотна кислота належить до найсильніших кислот; в разбавленнихрастворах вона повністю розпадається на іони Н  и- NO

2. Окисні властивості азотної кислоти. Характерною властивістю азотної кислоти є її яскраво виражена

окислювальна здатність. Азотна кислота-один з найбільш енергійних окисників. Багато неметали легко окісляютс

я нею, перетворюючись у відповідні кислоти. Так, сірка при кип'ятінні з азотною кислотою поступово окислюється в сірчану кислоту, фосфор - вфосфорную. Тліючий вугіллячко, занурений в концентровану

HNO , Яскраво розпалюється. азотна кислота діє майже на всі метали (за

винятком золота, платини, танталу, родію, іридію), перетворюючи їх у нітрати, а деякі метали-воксіди.

концентрована HNO  пасивує деякі метали. залізо, легко розчиняється в розведеною азотної кислоті, не розчиняється у холодній концентрованої HNO Пізніше було встановлено, що аналогічну дію

азотна кислота надає на хром і алюміній. Ці метали переходять під

дією концентрованої азотної кислоти в

пасивний стан. ступінь окислення азоту в азотній кислоті дорівнює

4-5. Виступаючи в якості окислювача, НNО  може відновлюватися до різних продуктів:

Яке з цих речовин утворюється, т. Е. Наскільки відновлюється азотна кислота в тому чи іншому випадку, залежить від природи відновлювача і від умов реакції, насамперед від концентрації кислоти. чим вище

концентрації HNO , Тим менш глибоко вона відновлюється. При реакціях з

концентрованою кислотою частіше усього виділяється При взаємодії розведеної азотної кислоти з малоактивними металами, наприклад, з міддю, виділяється NO. У разі більш активних металів - заліза, цинку, -Образ Сильно розбавлена ??азотна кислота взаємодіє з активними металами --- цинком, магнієм, алюмінієм - зутворенням іона амонію, що дає з кислотою нітрат амонію. Обичноодновременно утворюються кілька продуктів.

Для ілюстрації наведемо схеми реакцій окиснення деяких металів азотної

кислотою;

При дії азотної кислоти на метали водень, як правило, не виділяється.

При окисленні неметалів концентрована азотна кислота, як і в разі металів, відновлюється до , наприклад

Більш розведена кислота звичайно відновляється до NO, наприклад:

Наведені схеми ілюструють найтиповіші випадки взаємодії азотної

кислоти з металами і неметалами. Взагалі ж, окисно-відновні

реакції, що йдуть за участю , Протікають складно.

53. Все галогеноводороди при звичайних умовах газоподібні. Хімічна зв'язок, здійснювана в їх молекулах, - ковалентний полярна, причому полярність зв'язку в ряду НF - НСl - НВr - НI падає. Міцність зв'язку також зменшується в цьому ряду. Внаслідок своєї полярності, все галогеноводороди, на відміну від галогенів, добре розчинні у воді. Причому при розчиненні НI, НВr і НСl диссоциируют майже повністю, тому що утворюються кислоти відносяться до числа сильних. Оскільки негативні іони галогеноводородних кислот можуть проявляти тільки відновні властивості, то при взаємодії цих кислот з металами окислення останніх може відбуватися тільки за рахунок іонів Н +. Тому кислоти НL реагують тільки з металами, що стоять у ряді напруг лівіше водню.

Оскільки негативні іони галогеноводородних кислот можуть проявляти тільки відновні властивості, то при взаємодії цих кислот з металами окислення останніх може відбуватися тільки за рахунок іонів Н +. тому кислоти ННаl реагують тільки з металами, що стоять у ряді напруг лівіше водню.

Чим менш активний галоген, тим слабкіше відповідна кислота, оскільки вище енергія зв'язку H-Gal і важче відбувається дисоціація. Значить HCl сильніше HF.

СО сірки в тіосульфакте SO3S2+6 І -2

 Отримання: S + Na2SO3 > (t) Na2S2O3; 4SO2 + 2H2S + 6NaOH > 3Na2S2O3 + 5H2O; 3S + 6NaOH > 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O потім по наведеної вище реакції сульфіт натрію приєднує сірку, утворюючи тіосульфат натрію. 2NaNO2 + 2S > Na2S2O3 + N2O ^; 2Na2S + 2O2 + H2O = Na2S2O3 + 2NaOH

Властивості: Безбарвні моноклінні кристали. При нагріванні до 220 ° C розпадається за схемою:

4Na2S2O3 > (t) 3Na2SO4 + Na2S5

Na2S5 > (t) Na2S + 4S

Тіосульфат натрію сильний відновник:

Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O > 2H2SO4 + 2NaCl + 6HCl.

2Na2S2O3 + I2 > 2NaI + Na2S4O6.



Гідроліз за аніоном призводить до утворення гідроаніонов і гідроксид-іонів (середа розчину лужна). | Загальна характеристика родини заліза

Періодичні властивості хімічних елементів | воднева зв'язок | іонна зв'язок | валентні кути | Просторова конфігурація молекул | енергія Гіббса | Рівновага в гетерогенних системах | Сполуки нікелю (III) виявляють |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати