Шпаргалка по "Химии"

1. ОВР-хим  р-ции,протекающ с изменен степ ок-я элементов. ВАЛЕНТНОСТЬ-опред-ся числом хим связей, образуемых данным атомом с др атомами в соед-нии(число всегда целочисленное и положит-физич смысл)  СТЕП ОК-Я-формальное св-во(не физическое!)необходимое д\нахожд-я стехиометрич коэф-тов д\ОВР. Степ ок-я атома-кажущийся заряд возникающ на атоме засчет отдачи или присоед-я е в ионных соед-ях или за счет притягивания или оттягивания электронных пар в соед-ях с ков.полярн типом связи.   ОТЛИЧИЕ от валентности:валентность одна!степ ок-я разная! Число положит и отрицат степ ок-я=0     Степ ок-я постоян велич у: щелочныхМе(+1); щелочноземМе(+2).  Все хим р-ции делятся на р-ции протекающ с изменением степ ок-я(70%) и без изменения степ ок-я(р-ции нейтрализации,присоед-я SO3+H2O=H2SO4; разложение) Окислитель-принимает е-сам восстанавливается,степ ок-я понижается. Восст-ль отдает е-сам окисляется,степ ок-я повыш-ся.    Окисл-е--вос-е-единый, взаимодейств процесс,выражают электрон урав-ями ,в котор определяют ок-ль,вост-ль,степ ок-я,кол-во е принятых или отданных.       «Сатурново дерево»р-р ацетат свинца+цинковая пластина (CH3COO)2Pb+Zn=Pb+(CH3COO)2Zn   К-ТА НИКОГДА НЕ РОЖДАЕТ ЩЕЛОЧЬ!и наоборот!!  MnO^-àH^-(Mn⁺²обесцв);  H2O(MnO2 бурый);  OH^-(MnO4^2- зелен)  Метод электронного баланса складывается из следующих этапов: а) записывают схему реакции (формулы реагентов и продуктов), а затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления, и выписывают их отдельно;  б) составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции;  в) подбирают дополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления;         г) проставляют (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции     3MnCO₃ + KClO₃ = 3MnO₂ + KCl + CO₂   д) уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании 3MnCO₃+KClO₃=3MnO₂+KCl+3CO₂   е) проводят проверку по элементу, который не менял свою степень окисления (чаще всего это кислород)

2. ТИПЫ  ОВР:(1)межмолекулярный(ок-ль и в-ль входят в состав разных мол-л)   (2) внутримолекулярный( ок-ль и в-ль входят в состав одной мол-лы)    (N^-3H4)2Cr2⁺⁶O7=t=                              =N2⁰+Cr2⁺³O3+4H2O (3)диспропорционирование (один и тот же элемент окисляется и вос-ся) Cl2⁰+H2O=HCl^-+HCl⁺O        Часто один и тот же элемент в соед проявляет : востановит св-ва;окислит св-ва; окислит-востановит двойственность. H2S^2- ;     N^-3H3 (тольк вос-ль); H2S⁺⁴O3; HN⁺³O2(ок-вост); H2SO4; HN⁺⁵O3(тольк ок-ль)       Мерой востановит св-тв явл-ся энергия ионизации,котор по периоду слева-направо уменьшается; а в группах гл подгр сверху-вниз растет. Сродство к е-мера окислит св-тв,слава-направо растет; сверху-вниз уменьш-ся.  

Все Ме-сильнейш восстановители(от 1го до 3х е на внешн энергетич уровне )+C;S;H2;H2S^-2; Fe²⁺;NH3 и все бинарные соед-я,где элемент нах-ся в низш   степ ок-я.    Окис-тели: O2;O3;H2SO4(k);HClO4;HNO3; смесь HNO3+HCl=царская водка, где элемент в высш степ ок-я: KMnO4;K2Cr2O7;Fe⁺³ 

3. H-водород. Получ-е: В пром-ти: Электролиз водных растворов солей:   2NaCl + 2H2O → H2↑ + 2NaOH + Cl2

Пропускание паров  воды над раскалённым коксом при  температуре около 1000 °C:   H2O + C ⇄ H2 + CO; Из природного газа. Конверсия с водяным паром:   CH4 + H2O ⇄ CO + 3H2 (1000 °C);  Каталитическое окисление кислородом:    2CH4 + O2 ⇄ 2CO + 4H2;     В лаб:   Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:                    Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑;       Взаимодействие кальция с водой:   Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑

Гидролиз гидридов:  NaH + H2O → NaOH + H2↑

Действие щелочей  на цинк или алюминий:                                 2Al+2NaOH+6H2O→2Na[Al(OH)4]+3H2↑;                  Zn+2KOH+2H2O→K2[Zn(OH)4]+H2↑.  С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение H:  2H3O⁺ + 2e− → H2↑ + 2H2O

Хим св-ва: Молекулы водорода Н2 довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия.Поэтому при обычных t водород реаг-ет только с оч активными Ме, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н2 = СаН2;   и с единственным неМе — фтором, образуя фтороводород:   F2 + H2 = 2HF

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует  при повышенной температуре или  при другом воздействии, например при  освещении:    О2 + 2Н2 = 2Н2О

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:    CuO + Н2 = Cu + Н2O.     Уравнение отражает восст-е св-ва водорода: N2 + 3H2 → 2NH3;   С галогенами образует галогеноводороды:  F2 + H2 → 2HF, р-ция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре.Cl2+H2→2HCl, р-ция протекает со взрывом, только на свету. С сажей взаим-ет при сильном нагревании: C + 2H2 → CH4;   Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными Ме: При взаимодействии с активными Ме водород образует гидриды:2Na + H2 → 2NaH;   Ca + H2 → CaH2; Mg + H2 → MgH2

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:  CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑

Взаимодействие  с оксидами металлов (как правило, d-элементов): Оксиды восстанавливаются до металлов:          CuO+H2→Cu+H2O;Fe2O3+3H2→2Fe+3H2O;WO3+3H2→W+3H2O 

H2O2-пероксид водорода(перекись водорода) Получ-е: Пероксид водорода получают в промышленности при реакции с участием органических веществ, в частности, каталитическим окислением изопропилового спирта: (CH3)2СН(ОН) + O2 → CH3C(O)CH3 + H2O2.    В лаб для получения пероксида водорода используют реакцию:

BaO2 + H2SO4→H2O2+BaSO4;  Хим св-ва: Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обуславливает способность пероксидов выступать как в роли окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства: Na₂SO₃ + H₂O₂ → Na₂SO₄+H₂O;   Mn(OH)₂ + H₂O₂ → MnO₂ + 2H₂O

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до кислорода:  2KMnO₄ +5H₂O₂+3H₂SO₄→2MnSO₄+K₂SO₄+5O₂+8H₂O;                      2AgNO₃ + H₂O₂ → 2Ag+O₂+2HNO₃;  Мол-ла пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H₂O₂ — неустойчивое соединение, легко разлагается. Так же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов и серебра.В разбавленных растворах пероксид водорода тоже не устойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H₂O и O₂.Р-ция диспропорц-ия катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками. Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства,и поэтому диссоциирует по двум ступеням: H2O2àßH⁺+HO2^-;   HO2^-àßH⁺+O2^2-;  При действии конц р-ра Н₂O₂ на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li₂O₂, MgO₂ и др.):Н₂O₂ + 2NaOH → Na₂O₂ + 2H₂O;   H₂O₂ + Ba(OH)₂ → BaO₂↓ + 2H₂O;  Пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, при взаимодействии с оксидом серебра он является восстановителем: H2O2+Ag2Oà2Ag+O2+H2O.   В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем: KNO2+H2O2àKNO3+H2O

Окислительно-восстановительные  свойства

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде. При восстановлении Н₂O₂ образуется Н₂O или ОН-, напр:Н₂О₂+2KI+H₂SO₄=I₂+K₂SO₄+2H₂O

При действии сильных  окислителей H₂O₂ проявл восст-е св-ва, выделяя свободный кислород: O₂⁻¹ — 2e⁻ → O₂;  Р-цию KMnO₄ с Н₂O₂ используют в хим-ком анализе для опр-я содержания Н₂O₂: 5H₂O₂+2KMnO₄+3H₂SO₄→5O₂+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O 

4. Галогены- элем-ты 7 гр гл подгруппы.на внешн уровне ns²np⁵-7 электронов. F,Cl,Br,I,At-неМе,саморождающие. Г с типичн Ме обр-ют соли:NaCl,MgCl2;     Сходство Г др с др обуславл-т в образ-нии одинак хим св-тв и не только самих Г,но и их соед-ий .   Различие R-радиус с возрастанием растет Rà F-At; это обуславливает в ряду F-Cl-Br-I(уменьш-е окислит св-тв;неМе св-ва);F образует одну ков связь,остальные от 3,5 до 7 ков связей    F(самый ЭО;степ ок-я (-1) отсутств d-уровень) Cl-I степ ок-я (-1--+7)в основном нечетн степени.   Мол-лы Г состоят из 2х атомов меняется межъядерное расстояние-будет увеличиваться      С уменьшением радиуса перекрывание уменьшается эл облаков,область перекр-я будет нах-ся дальше от ядра.Число промеж слоёв от F к I будет увеличиваться. Уменьш-е прочности связи ведет к падению устойчивости к нагреванию.  Растворимость Г: 1VH2O-2,5VCl2-р-р хлорной воды. F2+H2O=HF+O2    Br и I₂-менее растворимы в H2O но хорошо р-мы в органич соед-ях:CS2,C2H5OH,C6H6.    F в виде плавикового шпака CaF2, Na3AlF6-креалид; NaCl,KCl,KCl*NaCl(сильвенид), KCl*MgCl2*H2O;       Br в виде солей как и Cl в морск солях;в подзземн рассолах KBr,NaBr,MgBr2;          I в морск воде,морск водоросл,зола-источник  д\получ-я йода.в состав KIO3-где встреч-ся месторожд-я селитры NaNO3,KNO3,Ca(NO3)2

t плавл увелич,как и t кип.  В ряду F-I увелич-ся поляризуемость мол-л(котор возрастает за счет индукционного воздействия.  F-бледн зелен газ; Cl-зеленов-желтый газ; Br-бурая жидк; I-кристаллич в-во,с Ме блеском, почти черн цв кристалл. Всвязи с увелич радиуса неМе св-ва ослабл-ся -доказат-во агрегатн состояние йода

ПОЛУЧ-Е  Г: KF+2HF-расплав А(+):2F^--2eàF2⁰только эл ток!!!            NaCl-Распл А(+):2Cl^--2eàCl2⁰ (NaCl)4р-р+H2Oà(электр-з) H2+Cl2+2NaOH; 2NaBr+Cl2à2NaCl+Br2 ; 2NaI+Cl2(Br2)=2NaCl+I2        2KMnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2HCl+8H2; KClO3+HCl=t=KCl+Cl2+H2O

ХИМ СВ-ВА (F)  -более сильно к-ль                                                 I2-Br2-Cl2(окислит св-ва увелич) подтверж-ся в получ Br и I Cl2+Br2+NaOH=NaCl+NaBrO3+H2O       Взаим-ют почти со всеми неМе: H2+F2=2HF;   с серой:S+F2=SF2(дифторид серы); с кремнием:Si+F2=SiF2     F Не взаим-ет с С,N,воду разлагает с благородными газами  Xe+F2=при ультрафиолете=XeF2         Хим активность: из-за легкости распада мол-л на атомы,т.к отсутствует dуровень; слабость связи;большое сродство к электрону(Е)     (Cl) со всеми Ме и неМе,при ультрафиолете с O2(больш кол-во энергии) С С и N2-р-ция не идет. … по донерно акцепторн мех-му обр-ся связи м\ду неподелен электр пары и свободн d уровень 2й мол-лы,таких связей три.

ПРАВИЛО Д\Г :каждый предыдущ Г вытесняет из р-ра последующий Cu+Cl2=CuCl2;  2Cu+Br2=2CuBr;  2Al+3J2=H2O=2Al J3;   Zn+J2=ZnJ2;   H2S+J2=2HJ+S  
 
 

5. Галогеноводороды(ГВ) Все- бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде.На воздухе их конц р-ры дымят вследствие выделения галогеноводородов. Г-Г ков неполярн связь H-Г ков полярн связь Прочность хим связи в ряду ГВ уменьш-ся из-за:1) уменьш-я степ перекрыв-я электронн. Облаков с увелич-ем радиусов 2)область перекрыв будет дальше от ядра атом Г,сильнее эта область икронир-ся промежуточн энергослоями 3)ЭО уменьш-ся в ряду F2-J2 величина связи уменьш-ся -уменьш-ся и полярность ков связи.     Стандартн энтальпия обр-ния HF-HJ будет увеличиваться.  tплавл и tкип повыш-ся от Cl-Br-J ;

 HF-обрз-ет ассоциаты(соед-я) как в газ,так и в жидк.причина-наличие водородн связи  H-F…H-F(ассоциаты разруш-ся при t=90) Вблизи tкип сущ-ет 4х мерный ассоциат(HF)4 ;   водн р-р HF- плавик р-р(слабее уксусн CH3COOH);   HF=H⁺+F^- ; HF+F^-=HF2 агрегаты в р-ре= степ диссоц малаà HF оч слабая к-та;  соли HF практич все нерастворим в воде,ИСКЛ: NaF,AgF,AlF,KF. Все соли ядовитые, HF и газообр HF не хранят в стекл посуде.  HF+SiO2=SiF4+H2O;    SiF4+HF=H2[SiF6];   сухой HF плохо взаим с Ме и МеО, катализатор H2O;   MeO+HF=MeF2+H2O