Шпаргалка по "Химии"

 HCl- получ синтетич способом H2+Cl2=2HCl;  и стар сульфатный способ NaCl(тв)+H2SO4(k)=t=NaHSO4+HCl;   1VH2O-500VHCl;   HCl =H⁺+Cl^-(синий лакмус окраш-ся в грязно красн)                 Получ-е HBr и HJ при гидролизе фосф соед-й   PBr3+H2O=H3PO3+HBr;  PJ3+H2O=H3PO4+HJ; H3PO4+KJ=HJ+KH2PO4 (дигидрофосфат калия); Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды: Н2+Г2 → 2HГ       ионы Ag⁺+Cl^-=AgCl(бел творожн осадок);  Ag+Br^-=AgBr(светл желт осад);   Ag+J=AgJ(ярк желт осад)      Качеств р-ции на галогенид   KCl+H2SO4(k)=KHSO4+HCl(лакмусов бумага краснеет);           KBr+H2SO4(k)=Br(желт)+K2SO4+SO2+H2O;                                    KJ+ H2SO4(k)=J2+H2S+K2SO4+H2O        Pb²⁺+S^2-=PbS                         HCl-HBr-HJ-увелич сила к-т(HJ сам сильн)

ХИМ СВ-ВА ГВ Галогеноводороды хлора, брома, йода при обычных условиях — газы. Хорошо раств-мы в воде, при растворении протекают сл пр-ссы:НГ(г)+H2O(ж)→H₃O⁺(р)+Г−(р)

Процесс растворения сильно экзотермичен. Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления −1. Могут выступать в качестве восстановителей, восстановительная способность в ряду HCl — HBr — HI увеличивается:                    HF+H2SO4≠р-ция не идёт; HCl + H2SO4 ≠ реакция не идёт

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O;  8HI + H2SO4 = 4I2+H2S+4H2O

Иодоводород является сильн восст-лем и используется как восст-ль во многих органич синтезах. При стоянии, раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения иода,принимает бурую окраску:4HI+O2→2H2O+2I2

Аналогичный процесс  протекает и в водном растворе HBr, но намного медленнее.  Р-ры галогенов — сильные кислоты, в которых ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные к-ты реагируют с Me, потенциал которых < 0, но так как ионы I− (в меньшей степени Br−) хорошие комплексообразователи, HI может реагировать даже с серебром.2Ag + 4HI = 2H[AgI2] + H2  Фтороводород легко образует полимеры типа (HF)n    Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но р-цию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом. Взаим-е водорода с бромом и иодом также включает цепные процессы, но реакция с бромом протекает медленно, а с иодом идёт лишь при нагревании и не доходит до конца, поскольку в системе устанавливается равновесие. Этой закономерности соответствует и изменение ΔH°f. 

6. Кислородсодержащ соед-я Г.  à(сила и устойчивость растет)HClO; HClO2; HClO3; HClO4ß(окислит св-ва растут) обусловлеты атомарным O2  HClOàHCl+O;  Cl2+H2O=HCl+HClO;  Cl2+NaOH(хол)=NaCl+NaCO+H2O;  Cl2+NaOH(гор)=NaCl+NaClO3+H2O     при раствор Cl2+Ca(OH)2=CaOCl2(белильная известь)+H2O     сухой хлор-не отбеливает, только в присутствии воды HClOà(H2SO4)Cl2O+H2O (ангидрид хлорноватистой воды)     HClOà(t)HCl+ HClO3-такая же сильная как азотная\соляная. сильн ок-ль,но сущ-ет только в р-ре    ClO2-смешанный оксид двух к-т:HClO2 и HClO3    Cl2O4-димер    HJO- HBrO- HClO увелич окислит (кислотные)св-ва        KClO3 хлорат калия P+KClO3=KCl+P2O5;     6KOH + 3Cl₂ = KClO₃ + 5KCl + 3H₂O   Промышл получ-е хлоратов вообще (и хлората калия в частности) основано на р-ции диспропорционирования гипохлоритов, в свою очередь получаемых взаимодействием хлора с растворами щелочей: Cl2 + 2OH^-à ClO− + Cl− + H2O

3ClO^-à ClO3− + 2Cl−      Хим св-ва:При температуре ~ 400 °C разлагается с выделением кислорода с промежуточным образованием перхлората калия:   4KClO3 =3KClO4+KCl(400 °C);     KClO4 = KCl + 2O2↑ (550—620 °C) В присутствии катализаторов (MnO2, Fe2O3, CuO и др.) tразлож-я значително снижается (до ~ 200 °C).2KClO3=2KCl+3O2(150—300°C,кат.MnO2).

NH4ClO4   C12H22O11(сахар)+KClO3à(H2SO4 k)àCO2+KCl+H2O 

7. Кислород +8 эл. 2го периода,6 гр гл подгр.1s²2s²2p⁴- p элемент,на внешн ур-не 6электроновà типичн неМе. O^-2-оч устойчив. O2: -O-O-                  O⁺²-только co F(O⁺²F2-фторид кислорода); O⁺¹(O2⁺F2⁺)       в природе O2-оч много:органич соед-я-белки,спирты,нуклеинов к-ты. ПОЛУЧ-Е: (1) в пром-ти tкип=-183 метод низкотемпературн ректификации жидкого воздуха.Газ кислород под давл-ем храниться в стальн баллонах голуб цвета(2)Электролиз воды-в кач-ве электролита используют 30%р-р гидроксида калия  анод:4OH^-4e=O2+2H2O;   катод:4H2O+4e=2H2+4OH^-   (3)лаб способы: 1)электр-з водн р-ра NaOH; 2)разлож-е кислородсодержащ соед-й 2KClO3à(t)2KCl+3O2;   2 KMnO4à(t)K2MnO4+O2+MnO2 3)разлож-е пероксида с присутсв католизатора (MnO2) H2O2à(MnO2)àO2+H2O2    Физ и хим св-ва: O2-бесцв газ,без запаха,тяжел воздуха.мол-лы О2 малополяризуются;t плавл жидк O2=-219   тк ков неполярн связь в воде плохо растворим: в 100VH2O-5VO2.   Значит раств-ся в предельн одноатомн спиртах.хорош поглотители кислорода- активир уголь,платинов чернь  O2-сильнейш ок-ль,ок-ет как сложн,так и прост в-ва. Реаг-ет с неМе:2H2+O2=t 2H2O;   N2+O2=2NO;   P4+5O2=t P4O10;  с Ме:4Li+O2=t 2Li2O; 2Mg+O2=сгорание=2MgO;                    3Fe+2O2=Fe3O4(Fe2O3*FeO);   CH4+2O2=CO2+2H2O

8. (O3)Озон.---делокализованная П-связь,связь полуторная. 4х электронная,3х ядерная. резкий специф запах- в природе в хвойн лесах,у водопада,берег моря.«+»спасает от УФ лучей. Озон обр-ся в пр-сах эл-лиза воды,разлож-ем пироксидов, под действием электрич заряда на O2: O2à(hV(ню))àO2*;   O2*+O2àO3+O;   O2+OàO3;   3O2à2O3-283кДж(эндотермич р-ция; энтропия играет гл роль!)  KJ+O2+H2SO4=не пойдет;   KJ+O3+H2SO4=J2+K2SO4+H2O;   O3 ок-ет Ме как (Ag) 2Ag+2O3=Ag2O2+2O2(Ag2O*Ag2O3);  K+O3=KO3-тверд желт в-ва неустойчив на воздухе.2H2+O2=2H2O(2:1-гремуч) H2⁺O2^- -перек.водор.проявл-ет какОк-ль такиВост-ль:ок-льO2^2-+2e=2O^2-(H2O^2-);в-льO2^2--2e=O2⁰;KMnO4+H2O2…=O2; KJ+H2O2… =H2O  Озон хранят в стальн балонах черн цвета с желтПолосой

9.   СераS,1s2;2s2;2p6;3s2;3p4;3d0- в отличие от O2 появляется d-уровень.химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 16. S обр-ет связи S-S образуя полисульфиды. Дисульфид: Na2S+S=Na2S2  (NH4)2S+(n-1)Sà(NH4)Sn полисульфиды; (NH4)2Sn+HCl=H2Sn+NH4Cl   склонны к р-циям диспропорциониров-я при слаб нагрев Na2S2=t=Na2S+S

S(-2)-только в-ль;  S(+6)-т-ко ок-ль;   S(+4)- в-ль и о-ль (O-O)S-S-S-S…чем больше цепочка-тем прочнее.Встречается в свободн состоянии (сера самородная) и в виде соед-й-сульфидов, полисульфидов, сульфатов(BaSO4-шпак; Na2SO4*10H2O-глауберова соль) входит в состав полуторных газов при получ нефти,газа,горюч ископаемых. Получ-е: действием на минералы подают гор воздух-S плавится; В пром-ти-расплавом\вазгонкой; В лаб-рии -как отходы пр-ва H2S+SO2=S+H2O;   Из SO2 серу получают в сочетании с выплав- кой Fe и Си из сульфидных руд.В печи в шихте (руда,кокс, известняк) вначале отщепляется один атом S от FeS2,затем FeS окисляется с образованием SO2, к-рый восстанавливается коксом до S.Газ,выходящий при ~ 450 °С,содержит пары S, SO2,COS,CS2,H2S; его очищают от пыли и направляют в первый контактный аппарат, где на боксите при 450 °С COS и CS2 реагируют с SO2 с выделением серы. С-ва.С- твёрд кристаллич в-во,желт цв,типичн неМе, устойчивое в виде многих аллотропных модификаций. Основн: ромбическая, моноклинная, пластическая сера. Ромбическая a-S лимонно-жёлтого цвета,t_пл 112,8 °C, устойчива ниже 95,6°C; монок- линная b-S медово-жёлтого цвета,  t_пл 119,3 °C, устойчива между 95,6 °C и температурой плавления. Обе эти формы образованы восьмичленными циклическими молекулами S_8.мол-ла неполярна-не раств-ся в воде,не раств-ся в спирте,хорошо растворима в сероуглероде . При плавлении С. превращается в подвижную жёлтую жидкость, которая выше 160 °C буреет, а около 190 °C становится вязкой тёмно-коричневой массой. Выше 190°C вязкость уменьшается, а при 300 °C С. вновь становится жидкотекучей. Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °C кольца S₈ начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °C уменьшает среднюю длину таких цепей. Если расплавленную С., нагретую до 250-300 °C, влить тонкой струей в холодную воду, то получается коричнево-жёлтая упругая масса-как каучук (пластическая С.). Она лишь частично раств-ся в сероуглероде, в осадке остаётся рыхлый порошок.При дальнейш нагревании крупн мол-лы распада-

ются, и при 900°C остаются лишь S₂, которые приблизительно при 1500°C заметно диссоциируют на атомы. При заморажи-

вании жидким азотом сильно нагретых паров С. получается устойчивая ниже - 80°C пурпурная модификация, образован-ная молекулами S₂. С. - плохой проводник тепла и электричес-тва.  С. химически активна(но < чем O) и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N₂, I₂, Au, Pt и инертных газов. СO₂ на воздухе выше 300 °C образует окислы: SO₂ - сернистый ангидрид и SO₃ - серный ангидрид, из которых получают сернистую кислоту и серную кислоту, а также их соли сульфиты и сульфаты .  При н.у. реаг-ет с щелочн Ме: 2Na+S=Na2S.При нагрев-и S+Fe=FeS;  +на холоду Hg+S=HgS;   С неМе S+F2=SF2; S+H2SO4(k)=SO2+H2O S+HNO3(k)=NO2+SO4+H2O;    3S+6NaOH=(t)Na2SO3+Na2S+H2O

S+Na2SO3=(t)Na2S2O3; nS+Na2S=Na2Sn;   с бромом С. образует только S₂Br₂, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150 - 200 °C) наступает обратимая реакция с H₂ с получением сернистого водорода.S образует также многосернистые водороды общей формулы H₂S_x, т. н. сульфаны.При температуре 800-900 °C пары С. реагируют с углеродом, образуя сероуглерод CS₂. Соединения С. с азотом (N₄S₄ и N₂S₅) могут быть получены только косвенным путём. При 280°С сера горит в О2, а при 360°С в воздухе, образуя в осн. серы диоксид, а также серы триоксид. 2 типа солей: S^2- сульфиды;   HS^- гидро-сульфиды практич все хорошо раств в воде.

Сульфиды :3 класса по раств-ти: (1)р-мы в воде сульфиды щелочн Ме,катионы аммония(NH4)⁺ (2)нераств в воде,но р-мы в к-тах неокислителях.Сульфиды Ме,стоящ в ряду стандартн электрон потенциалов до Fe:Zn,Mg,Fe2  Zn+Na2SàZnS(бел)+2Na Mg+Na2SàMgS(бур)+2Na (нейтр среда у 2х р-ций) (3)нераств-мы ни в воде,ни в к-тах: сульфиды тяжел Ме(Пр оч мал) Sb³⁺+H2S=Sb2S2+2H⁺;   Pb²⁺+H2S=PbS+2H⁺  с возр-ем порядк № элем-та окраска сульфидов усил-ся( ZnS-бел;GdS-желт;HgS-черн) Сульфиды и H2S-сильн вост-ли KMnO4+H2SO4+H2S=MnSO4+S+K2SO4+H2O     H2S H2S(газ характерн запах гнеющ белка.ядовит) -sp3 гибридизация ,2 неподелен пары,строен-е плоское, малополярное в-во. Налич водородн связей(по сравн-ю с водородн связью воды)-непрочное(слабое). Tкип= - 60,7 градцельс. Т.к. мол-ла неполярна- в воде нераствор-ся (небольш раств-ть) при 0^оC в 1VH2O-0,7VH2S при 20^оC в 1VH2O-0,35VH2S   Методы перера-ботки H₂S: 1) H₂S извлекают из газов р-ром моногидро-тиоарсената натрия: Na₂HAsS₂ + H₂S = Na₂HAsS₃O + H₂O.Затем продувкой воздуха через р-р осаж- дают С. в свободном виде: NaHAsS₃O+1/2O₂= =Na₂HAsS₂O₂+S.  2) H₂S выделяют из газов в конц виде. Затем его основная масса ок-ся кислородом воздуха до С. и частично до SO₂. После охл-я H₂S и образовав-шиеся газы (SO₂, N₂, CO₂) поступают в два последовательных конвертора, где в присутствии катализатора происходт р-ция:2H₂S+SO₂=3S+2H₂O   получ-е:в лаб FeS+HCl=H2S+FeCl2 ;  в пр-ти H2+S=(500^оС) H2S       р-р H2S в воде-сероводородн к-та слабая,двуосновная, диссоциир-ет по 2м ступеням,оч слабая к-та,легко ок-ся кислородом,растворенн в воде  H2S+O2=S+H2O  Хим св-ва: Собственная ионизация жидк сероводорода ничтожно мала.H2SàHS^- +H⁺   Реаг-ет с основаниями: H2S+2NaOH àNa2S+H2O  (обычная соль, при избытке NaOH) H2S+2NaOHàNaHS+H2O  (кислая соль, при отношении 1:1)Сероводород — сильн восст-ль.На воздухе горит синим пламенем: 2H2S+3O2à2H2O+2SO2;  при недостатке кислорода: 2H2S+3O2àH2O+2S (на этой р-ции основан промышл сп получ серы).Сероводород реаг-ет со многими др ок-лями,при его ок-нии в р-рах образуется свободная S или SO₄²⁻, напр:3H2S+4HClO3à3H2SO4+4HCl;2H2S+SO2à2H2O+3S

10. SO2-сернистый газ,резк запах,ядовит,д\SO2 характерны все св-ва кислотн оксида ;как сернист газ,так и сернист к-та и её соли проявляют окислит вост двойств-ть.HSO3,Na2SO3, NaHSO3-сульфиды,гидросульфиды. Получ-е  (пром)-обжиг перида FeS2+O2=Fe2O3+SO2 (лабор)1) обжиг(гор-е) серы в кислороде S+O2=SO2-мол-ла малополярн(растворим-ть в воде) 1VH2O=40VSO2;   2)Cu+H2SO4(k)=t CuSO4+SO2+H2O  3)   В лабораторных условиях SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты: Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3.Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO2 и H2O:Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2↑.      Хим св-ва: Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима): SO2 + H2O ↔ H2SO3.  Со щело-чами образует сульфиты:  SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O.    Хим активность SO2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановит св-ва SO2, степ ок-я серы в таких р-х повышается:SO2+Br2+2H2O→H2SO4 + 2HBr,  2SO2 + O2 → 2SO3 (требует-ся катализатор V2O5 и t450°), 5SO2+2KMnO4+2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4.    Последняя р-ция является качественной р-цией на сульфит-ион SO32− и на SO2 (обесцвечивание фиолетового р-ра). В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислит св-ва. Напр, для извлечения серы из отходящих газов металлургической пром-ти используют восстановление SO2 оксидом углеро-да(II): SO2+2CO→2CO2+S↓.  Или для получения фосфорно-ватистой к-ты: PH3+SO2→H(PH2O2)+S↓;  H2S+SO2=S+H2O;  SO2+Cl2=SO2Cl2(оксохлорид серы 6)à легко гидролизуется SO2Cl2+H2O=H2SO4+HCl       нагрев-е сухих сульфитов р-ция диспропорционир-я Na2SO3(тв)=tNa2SO4+Na2S

11. H2SO3-сернистая к-та.  Кислота средней силы: H2SO3àßH⁺+HSO3^-; HSO3^-àßH⁺+SO3^2- ;Сернистая к-та H2SO3 — очень непрочное соед-е. Она известна только в водных р-рах. При попытках выделить сернистую кислоту она распадается на SO2 и воду. Напр, при действии конц серной к-ты на сульфит натрия вместо сернистой кислоты выделяется диоксид серы: Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2+H2O   Р-р сернис-той к-ты необходимо предохранять от доступа воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медленно окисляется в серную кислоту:2H2SO3+O2=2H2SO4 Сернистая к-та — хорош восст-ль. Напр,свободные галогены восст-ся ею в галогеново-дороды: H2SO3+Cl2+H2O=H2SO4+2HCl     Однако при взаимо-действии с сильными восст-лями сернистая к-та может играть роль ок-ля. Так, р-ция ее с сероводородом в основном проте-кает согласно уравнению: H2SO3+2H2S=3S+3H2O     Получ-е: Для получения сернистого газа понадобится конц серная кислота и медь. Cu+2H₂SO₄=t CuSO₄+SO₂↑+H₂O   Направим ток сернистого газа в пробирку с водой. При растворении сернистого газа  частично происходит р-ция с водой, и образуется слабая сернистая к-та. SO₂+H₂O=H₂SO₃.  Пропуская сернистый газ через воду, мы получили сернистую к-ту. Будучи двухосновной, сернистая к-та образует два ряда солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые-гидросуль-фитами. Как и к-та, сульфиты и гидросульфиты являются восст-лями. При их окислении получаются соли серной к-ты. Суль-фиты наиболее активных Ме при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов (р-ция самоокисления-самовосстановления): 4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4  Сернистая к-та в разбавл водных р-рах присутствует в виде двух обрати-мо переходящих друг в друга изомерных форм:  Сернистая к-та - сильный восст-тель:  а) ок-ся кислородом воздуха в серную к-ту:2H₂SO₃+O₂=2H₂SO₄   б) взаимодействует с водными растворами галогенов:     H₂SO₃ + Br₂ + H₂O = H₂SO₄ + 2HBr