Реферат: Шпаргалка по химии

Из главных смесей с большим содержанием водорода его выделяют глубоким охлаждением смеси. Водород производят также электролизом Н2О. В лабораторных условиях водород получают взаимодействием цинка с соляной или серной кислотой.

Водород широко используется в хим пром для синтеза. В смеси с CO (в виде водяного газа) применяется как топливо. Жидкий водород - одно из наиб эффективных реактивных топлив. В атомной энергетике для осуществления ядерных реакций большое значение имеют изотопы водорода - тритий и дейтерий.

5. В 1777 году французский химик Антуан Лоран Лавуазье (1743–1794) объяснил процессы дыхания и горения и дал название кислороду – Oxygenium. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 16O – 99,76%, 17O – 0,04%, 18O – 0,2%. Кислород входит в состав ДНК и многих органических соед, белков. Содержится в мышечной ткани – 16%, костной ткани – 28,5% и крови человека (в человеческом организме массой 70 кг в среднем содержится 43 кг кислорода). Магнитные свойства кислорода указывают на наличие в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Эти электроны размещаются на разрыхляющихся молекулярных p-обриталях. Это делает эго молекулу бирадикалом. Энергия атомнизации кислорода намного меньше, чем у азота. Это одна из причин большой реакционной способности кислорода.

6. Кислород занимает первое место по распространенности в земной коре – 47,4% (по другим данным 49,13%). А атмосфере состоит из кислорода на – 20,9476%, это около 1015 тонн. В морской воде в связанном и р-ренном виде 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.

10. Озон представляет собой газ светло-синего цвета, с характерным резким запахом, р-римый в воде. Жидкий озон имеет темно-фиолетовый цвет, а твердый сине-черный. Интенсивность цвета жидкого озона настолько велика, что даже через очень тонкий слой жидкости не видно нити горящей электрической лампочки. Интенсивность цвета связана с большей поляризуемостью молекул по сравнению с кислородом. Жидкий озон, запаянный в трубку можно хранить вплоть до критической температуры –12° С. Озон при концентрации в воздухе более 9% взрывоопасен, еще опаснее твердый и жидкий озон. Хранение жидкого озона производят в р-ре в четыреххлористого углерода или фреонов при низких температурах. Температура плавления tпл=-192,5° С [14]; Теплота кипения D Hкип=15193 Дж/моль [14]; Озон является сильнейшим окислителем, окисляет даже золото и платину, и уступает только фтору и фториду кислорода. Действующее начало озона, атомарный кислород: 2KI + O3 + H2O - I2 + 2KOH + O2. Индикатором на озон служит бумага, пропитанная р-ром иодида калия и крахмала, которая синеет в его присутствии. Черный сульфид свинца переходит в белый сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O3 - PbSO4 + O2. При приливании к озону аммиака образуется белый дым нитрита аммония. Озон способен чернить серебро, переводя Ме в Ох. 2.Иногда молекула озона полностью вступает в реакцию: 3SO2 + O3 - 3SO3, Na2S + O3 - Na2SO3. 3.Со щелочами озон образует озониды, которые обычно окрашены в красный цвет: 4KOH + 4O3 - 4KO3 + O2 + 2H2O. 4.При озонировании непредельных углеводородов, образуюшиеся озониды разлагаясь под действием Н2О, образуют перекись водорода альдегид и кетон, зная их, можно легко идентифицировать и установить строение углеводорода. Получ озона. 1.Основным способом получения озона является пропускание тихого электрического разряда через кислород. Для получения более чистого озона смесь после этого рекомендуется охладить. 2.При медленном разложении фторида кислорода Н2О выделяется озон, кислород и фтороводород: 4OF2 + 4H2O - 2O3 + O2 + 8HF. Применение озона. Озон применяют для дезинфекции Н2О и в медицине, для отбеливания тканей и очистки некоторых соед, для идентификации соед.

11. Н₂ О, распр. в природе. Значение Н₂ О в биосфере. Н₂ О – одно из самых распр. соедин на Земле. Основа гидросферы. В морях и океанах Н₂ λ1,4×10¹⁸ т. В реках, озерах и водохранилищ сод-ся »2×10¹⁴ т пресной воды. В виде ледников »2,4×10⁶ т. В атмосфере Земли » 1,3×10­­¹³ т. Входит в сос-в литосферы в виде мин, горн. пород, присутств в почв. Обяз. компонент биосферы, входит в сос-в ВСЕх жив. организмов.

7. Получ кислорода. 1.Термическое разложение кислородосодержащих солей:

2KClO3 (150° C, MnO2) -2KCl + 3O2, KClO4 (500° C) - KCl + 2O2, 2KNO3 (t) - 2KNO2 + O2, 2KMnO4 (200° C) -MnO2 + K2MnO4 + O2, 4KMnO4 (2000° C) - 4MnO4 + 2K2O + 3O2. 2.Разложение Ох-в: 2Ag2O (t) - 4Ag + O2, 2H2O2 (MnO2 или hv) - 2H2O + O2, 2BaO2 (500° C) - 2BaO + O2(метод Брина), 2H2O (NaOH, электролиз) - 2H2+ O2. 3.Из сжиженного воздуха.

8. Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1–2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность связи O–O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. Электронная структура. В электронной структуре молекулы кислорода не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород проявляет свойства, типичные для такого строения (например, взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком).

9. Газ О₂ при н.у бесцветный, безвкусный и без запаха. Единственный из извест парамагнитных двухатомный газ. Длина хим связи 1,207 А⁰ , Е_св =497кДж/моль О-О. т_пл =-219С, т_кип =-193С. Жидкий О₂ – голубая легковоспламен жидкость. Твердый О₂ – светло-чиние кристаллы д=1,46г/см³ . В соедх кислород проявляет СО –2, изредка +1 и +2.По хим активности кислород уступает только фтору. С большинство простых веществ он реагирует непосредственно, за исключением галогенов, благородных газов, платины и золота. Большинство простых и сложных веществ сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O2 - MgO + Q + hv, 4P + 5O2 - 2P2O5 + hv, аммиак горит в кислороде зеленоватым пламенем:

4NH3 + 3O2 - 2N2 + 6H2O. При горении щелочных Ме образуются смеси Ох-в и перОх-в, при горении остальных Ме и неМе образуются Ох-ы, как правило, высших степеней окисления, при сгорании в недостатке кислорода – Ох-ы низших степеней окисления. Некоторые Меы, как то – хром, Al и другие образуют на поверхности пленку Оха, препятствующую дальнейшему окислению. 2.Под действием кислорода р-ры гидрОх-в некоторых переходных Ме переходят в нер-римые соед, выпадают в осадок: O2 + 4Fe(OH)2(суспензия) -4FeO(OH) + 2H2O,

O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O - 4Cr(OH)3. Кислород ускоряет взаимодействие с Ме кислот: O2 + H2SO4 + Pb - PbSO4 + H2O2. Под действием кислорода р-ры некоторых веществ в кислотах и щелочах образуют комплексы: O2 + 4H2O + 2TiCl3 + 2HCl - H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2], O2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3ЧH2O) - [Co2(NH3)10(m -O22—)(NO3)4] + 10 H2O. 3.При пропускании через кислород электрических разрядов молекулярный кислород переходит в более активный атомарный: O2 - 2O.

Атомарный кислород способен соединятся в аллотропную модификацию кислорода озон:

3O2 -2O3.

12. Строение Н₂ О и ее физ. св-ва. Н₂ О – равнобедр D, ÐНОН=104,5⁰ , l_ОН =0,957А⁰ . О₂ в молек. Н₂ О имеет сп³ -гибрпидизацию. Хим. связи ОН образованы за счет перекрывания сп³ -гибридных орбит О₂ и с-орбиталей Н₂ . У атома О₂ в молекуле Н₂ О имеются неподел е-пары, кот. могут быть исп д/образования дополнительных Н₂ – и донорно-акцепторных связей. Именно это обст-во, а также большой дипольный момент приводит к сильн. взаимод молекул Н₂ О и полярными молекулами др. вещ-в. плотн=0,998г/см³ . Физич св-ва Н₂ О аномальны, напр., плавление льда сопровождается уменьшением его V на 9%.

13. Н₂ – связь в Н₂ О. В рез-те взаимод молекул Н₂ О между собой обр-ся ассоциаты. В парах часть молекул Н₂ О сущ-ют в виде димеров (Н₂ О)₂ . В конденсиров. фазах каждая молекула Н₂ О обр-ет 4 Н₂ – связи. напр. к вершинам правильного тетраэдра. Длина Н₂ -связи Н×××О » 2,8А, ÐН×××О – Н -180. Н/О-Н×××О/Н\Н

14. Хим. св-ва Н₂ О. Н₂ Р – реакц. способн. соед, окисл. атомарным О₂ и галогенами. Н₂ О+О-H₂ O₂ , H₂ O+F₂ -2HF+O, H₂ O+Г₂ -НГО+НГ, 2Н₂ О+2Br₂ -4HBr+O₂ . При пропускании паров Н₂ О ч/з расплавл уголь, она разлагается, образуя водяной газ. Н₂ О+С-СО+Н₂ . В присутс катлиз. Н₂ О реаг с СО, СН₄ и др. углеводородами: СО+Н₂ О –Fe->CO₂ +H₂ , CH₄ +H₂ O-Ni, Co->CO+3H₂ O. Р при нагрев с Н₂ О образ. метафосфорную к-ту (НРО₃ ). Н₂ О реаг. почти со всеми Ме при повыш т, с щеме и щеземе при комнатн, образуя Ох, Ме(ОН), к-ты. Взаимод Н₂ О с Ох приводит к кисл. или основнанием. Вода – олдин из наиб. важных и чаще др. исп. раств-лей.

15. Классификация природных Н₂ О и их водоподготовка. Жесткость Н₂ О. По велич. минерализации, содерж. раств-мых в Н₂ О мин. вещ-в (солей) природ. Н₂ О делится на: 1) ультрапресная (до 0,2 г/л); 2) пресная (0,2-0,5г/л); 3) слабоминерализированная (0,5-1г/л); 4) солоноватая (1-3 г/л); 5) с повыш. соленостью (10-35г/л); 6) переходая к рассолам (35-50г/л); 7) рассол (>50г/л). Осн. катионы Н₂ О: Са²⁺ , Mg²⁺ , Na⁺ , K^{+ ×} , Fe³⁺ , анионы: Cl^- , SO₄ ^2- ? HCO₃ ^- . Сос-в зависит от ГП водоема, вр. года и метеоусловий. Осн. операции водоподготовки (1 млн м³ /сутки): 1. Осветление – удаление из Н₂ О каллоидных частиц. 2. Обеззараживание – удаление болезнетворн. микробов и вирусов, осущ. хлорированием, озонированием или УФ облуч. Хлорир Н₂ О жидким или газообр Cl₂ . 3. Умягчение – уменьшение содержания ионов Ca²⁺ , Mg²⁺ , т.е. снижение ее жесткости.Общ жесткость – сумма концентраций ионов Са и Мг. Общ жестк = карбонатная (временная, удал. кипяч) и некарбонатной – пост. Врем. жесткость опред-ся наличием в воде гидрокарбонатов Са и Мг, кот при кипяч разлаг с выдел СО₂ . Са(НСО₃ )₂ -CaCO₃ +H₂ O+CO₂ , Mg(HCO₃ )₂ -Mg(OH)₂ +2CO₂ . Пост. жестк связана с присутст в Н₂ О сульфатов, хлоридов, силикатов и фосфатов Са и Мг. 4. Стабилизация – обработка Са (ОН)₂ и Na₂ CO₃ д/насыщ Н₂ О СаСО₃ . 5. Опреснение и обессоливание 6 Обескремнивание 7 дегозация.

16.Н₂ О₂ , его строение и получ. Кислотные, окислит. и восстановит. св-ва. Н₂ О₂ – бесцветная сиропообразная жидкость плотн=1,45г/см³ . Непрочное вещ-во, способн. разлагаться со взрывом на Н₂ О и О₂ , при этом выдел большое ко-во Q(197,5Дж). Н₂ О₂ получ. в кач-ве промеж. продукта при горении Н₂ , но разлагается на Н₂ О И О₂ из-за т. Получ. при действии атомарного Н₂ на О₂ . В промышл. Н₂ О₂ получ. электрохимич методами (анодным окисл. раст-ров Н₂ SO₄ с посл. гидролизом образ при этом пероксодвусерной к-ты Н₂ S₂ О₈ : 2H₂ SO₄ -H₂ S₂ O₈ +2H⁺ +2e^- , H₂ S₂ H₈ +2H₂ O-2H₂ SO₄ +H₂ O₂ ). В молек. Н₂ О₂ атомы Н ковалентно связаны с атомами О, между кот. осущ. простая связь. Строение: Н-О-О-Н. Молекулы обладают большой полярностью. В Н₂ О раст-ре под влиян полярн молекул Н₂ О Н₂ О₂ может обладать кислотными св-вами. Н₂ О₂ – оч. слабая двухосновная к-та, в Н₂ О р-ре распад на ионы Н⁺ и НО₂ ^- . Диссоц по второй ступени практич не протекаеь. Она подавл присутсв Н₂ О, однако при связывании ионов Н⁺ (напр щелочью) диссоц. по 2-й ступени идет. Соли Н₂ О₂ наз. перекисями, сост-ят из +зар ионов Ме и отр зар ионов О₂ ^2- . Н₂ О₂ обл св-вами как окисл. так и восстан, т.к. СО О₂ в Н₂ О₂ = -1. Все же Н₂ О₂ хар-ны окисл. св-ва. Н₂ О₂ окисл вещ-ва с j⁰ < 1.776B, восстанавл с j⁰ >0,682. Окислитель: KNO₂ +H₂ O₂ -KNO₃ +H₂ O. Восстан. Ag₂ O+H₂ O₂ -2Ag+H₂ O+O₂ .

17. Общ характеристика элементов VIIA гр таблицы М (ТМ). СО галогенов. Нахождение в природе. В переводе «рождающие соли». Фтор в соедх всегда имеет СО -1, остальные проявляют СО от -1 до +7. Почти все соедин Г соответствуют нечетным СО, что обусловлено возможностью последовательного возбуждения e в атомах элементов на d-подуровень, что приводит к увеличению числа е до 3, 5, 7.На внешнем электронном слое имеют 7 е (2s5p). В природе находятся исключительно в связанном сос-нии, - гл. обр. в виде Г-водородных кислот. F (6×10^-2 %) – плавиковый шпат (мин) CaF₂ , криолит Na₃ AlF₆ и фторапатит Ca₅ F(PO₄ )₃ . Cl – поваренная соль (море, океан), карналлит KCl×MgCl₂ ×6H₂ O, сильвин KCl. Br – в виде солей калия, натрия, магния. Бромды Ме содержаться в морской воде, в подземных рассолах, в Н2Ох озер. Иод – подземные буровые Н2О, водоросли, в виде солей калия – иодат KIO₃ , периодат KIO₄ .

18. Простые вещ-ва F₂ , Cl₂ , Br₂ , I_2. Методы их получения и св-ва. F₂ : 1) F (с гр. «разрушающий»). Малые размеры и отсутствие д-подуровня придают эл-ту ряд отличит. св-в. Фтор – наиб электроотрицательный эл-т из всех. 2) Получают электролизом расплава KF×HF при 250⁰ и KF×2HF (100⁰ ) с медным или стальным катодом и угольным анодом в медн. или стальных электрлизерах. 3) Светло-желый газ с резким оч. неприятным запахом. Т_пл =-219⁰ С, Т_кип =-183⁰ С. 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: 2Н₂ О+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.

22. Соед ГВ с О₂ . Все соед ГВ с О₂ неуст, не получ при непоср взаимод ГВ с О₂ , могут быть получ только косвенным путем, так как они все характер +знач станд энергии Гиббса. Наиб уст – соли кислородн кислот, наименее- Ох-ы и к-ты. OF₂ (2NaOH+2F₂ -NaF+OF₂ +H₂ O) – сильнейший окислитель – светло-желтый газ, не раств в Н₂ О, не реаг с Н₂ О. Т_пл =-224⁰ , Т_кип =-145⁰ . Молекула ОF₂ имеет угловое строение. Ох-ы Cl : 2HgO+Cl₂ - Cl+Hg-O-Hg-Cl+Cl ₂ O ; 2KClO₃ +C₂ H₂ O₄ +H₂ SO₄ - K₂ SO₄ + 2CO₂ + 2 ClO ₂ + 2H₂ O; 2ClO₂ +2O₃ -Cl ­₂ O ₆ +2O₂ ; 4HClO₄ +P₄ O₁₀ -2Cl₂ O₇ +4HPO₃ .

23. Кислородосорержацие к-ты Cl, Br, I. Сопоставление их кислотных и восстановит св-в. Ох-ы Г явл ангидридами соответст. кислород-содерж кисл: HClO(хлорноватистая) HBrO(бромноватистая) HIO (иодноватистая); соли: гипо Cl, Br, I иты.HClO₂ – хлористая (…иты), HCl(Br, I)O₃ – хлор (бром. иод) новатая (..аты). HCl(Br,I)O₄ – хлор, бром, иодная (пер..аты). Кисл св-ва в ряду НГО, НГО₂ , НГО₃ , НГО₄ усиливаются, окисл – ослабевают.

24. Кислородосодержащие к-ты хлора и их соли. HOCl – хлорноватистая, слабая к-та (гипохлориты), распадается даже в разб р-ре, сильный окисл – р-ры солей к-ты прим для беления. Наиб важные из солей: хлорная известь – белый порошок с резким запахом, сильный окислиткль (Саá) (отбелив, дезинф): Cl₂ + Ca (OH)₂ - CaOCl₂ + Н₂ О. Me^{n +} (ClO₄ )_n перхлораты – один из наиб сильных безН₂ О окисл. НСlО₃ – хлорноватая к-та (хлораты) – водн р-р с конц не выше 50%, сильная к-та и окислит. У хлоратов окисл св-ва выражены в р-ре слаюо, большинство хорошо раств в Н₂ О – ядовиты. КСlО₃ – бертолетовая соль примен в артиллер деле для устр-ва запалов, так как с разл горюч в-вами взрывается при ударе. , в пиротехнике, спички. Хлорная к-та (перхлораты) HClO₄ – бесцветн, дымящая на возд жидкость (получается действ конц H₂ SO₄ на KClO₄ ), безН₂ О – малоустойчива, взрывоопасная, ее Н₂ О р-ры устойчивы. Оксисл с-ва слабее, кисл сильнее – самая сильная из вскъ изв к-т.

25. Дифториды Ме. Почти все дифториды имеют структуру флюорита или рутила. Щеме, свинец, железо загор в АТС фтора, на нек ме(Cu, Ni) при низк Т ф не действ, но при нагрев р-рует со всеми. CaF₂ – мин. плавиковый шпат.

26. Комлексные соед Г. Многие комплексные Г Ме гидролиз, это особ хар-но д/соедин с высшими СО Ме. Фсе комплексные фторо-кислоты –сильные. Известно немгного комплексов, в кот центром координации явл анион – это полигалогены, содерж анионы [I×xI₂ ]^- (xÎ1;40) или [Br×xBr₂ ]^- (xÎ1;2)

19. Взаимодействие Г с Н₂ О и щелочами. 1)При взаим с Н₂ О Cl образуются HCl и НОСl – хлорноватиствая к-та.2) Фтор: При пропускании фтора через охлажд 2% рас-р NaOH образуется OF₂ : 2F₂ +2NaOH=2NaF+H₂ O+OF₂ . В горячей концентрированной щелочи реак с фтором протекает так: 2F₂ (г)+4ОН^- (водн)=4F^- (водн)+О₂ +Н₂ О. Фтор реагирует с холодной Н2О, образуя фтороводород и кислород: 2F₂ +2H₂ O=4HF+O₂ . 4) Бром и иод диспропорционируют в воде аналогичным Cl образом, но степень диспропорционирования в воде уменьшается от хлора к иоду. Хлор, бром и иод диспропорционируют также в щелочах. Например, в холодной разбавленной щелочи бром диспропорционирует на бромид-ионы и гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы): Br₂ +2OH-Br^- +BrO^- +H₂ O При взаимодействии брома с горячими концентрированными щелочами диспропор­ционирование протекает дальше: 3BrO^- (водн. гипобромат-ион)-2Br ^- (водн. бромат-ион)+ BrO₃ ^- (водн. бромат (5)ион) Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже в холодных разбавленных щелочах. Он самопроизвольно диспропорционирует с образованием иодид-иона и иодат(V)-иона. Реак фтора со щелочами, как и его реак с Н2О, не похожа на аналогичные реакции других галогенов.

20. Н₂ соед Г и их восстан св-ва. Хи связь в молек ГВ – полярная ковалентная: общ. е пара смещена к атому Г. Прочность связи падает в ряду НF – HCl – HBr – HI, падает и устойч. к t. ГВ – бесцветные газы с резким запахом, хорошо раств. в воде, раст-ние сопр диссоц по кисл типу; в возд. конц. р-ры ГВ дымят вследствие выделения ГВ. Отриц ионы ГВ, за искл фторид –иона, облаз восстан св-вами, возраст в ряду Cl^- , Br^- , I^- . При дейчствии ГВ на Ме, Ме могут окисл лишь ионами Н⁺ , поэтому ГВ могет реаг в раст-ре только с Ме, стоящими до Н. HCl – бесцветная жидк с резким запахом получается р-рением в воде НСl. HBr, HI похожи по св-вам на HCl, но отл более выраж восстан св-вами. Молек О₂ уже при t_комн окисляет HI. HBr взаим с О₂ медленне, HCl не взаимод вообще. Восстан св-ва HBr, HI появл при взаим с H₂ SO₄ : 2HBr+H₂ SO₄ - Br₂ +SO₂ ^+2H₂ O; 6Hi+H₂ SO₄ -3I₂ +S+4H₂ O или 8Hi+H₂ SO₄ - 4HI₂ +H₂ S+4H₂ O. Обычно ГВ получ действием Н2О на соедин Br и I с P – PBr₃ , PI₃ . Водн рас-р HF – плавиковая к-та – к-та средн силы. При нейтр плавик к-ты КОН образ дифторид калия: 2HF+KOH-KHF₂ +H₂ O+KF×HF. Cоли плавик к-ты обычн плохо раств в воде.

21. Водородная связь в молекуле HF. Структура HF в газовой, жтдкой и твердой фазах.В жидк и газзобр сос-нии ассоциирован за счет парных Н₂ -связей HF×××HF. В газовой фазе при t=t_кип (19,5) ассоциаты HF содержат и солекулы HF₄ . В кристалл сос-нии HF имеет цепееобр полимерн структуру (/^{Н ××× F \} _{H ××× F} /^{H ××× F \} )_n