Шпаргалка по химии

Шпаргалка по химии

01. Энтальпия и т.д 1. Н2 в природе. Изотопы Н2: протий,

дейтерий, тритий. 2. Хим. св-ва Н2 3. Гидриды

Ме и Нем, их св-во и получ.

4. Получение и прим. Н2 5. О2. Общ хар-ка 6.

Нахожд. О2 в природе.

7. Получ. О2 8. Строение молекулы О2 9. Св-ва О2

10. Озон, его получ. и св-ва 11. Н2О. Распространенность в

природе. Значение Н2О в биосфере

12. Строение Н2О и ее физ. св-ва. 13. Н2 – связь в Н2О 14.

Хим св-ва Н2О

15. Классифик. природных вод и их водоподготовка. Жесткость Н2О.

16. Н2О2, его строение и получ. Кислотные, окислит. и восстановит. св-ва.

17. Общ характеристика элементов VIIA гр таблицы М (ТМ). СО галогенов.

Нахождение в природе. 18. Простые вещ-ва F2, Cl2, Br2, I2. Методы

их получения и св-ва. 19. Взаимодействие Г с Н2О и щелочами.

20. Н2 соедин Г и их восстан св-ва 21. Н2-связь в молекуле НF.

Структура HF в газовой, жидк и тверд фазах 22. Соединения Г с О2

23. О2 – содержащие к-ты Cl, B, I. Сопоставление их кисл и восстан св-в

24. О2- содержащие к-ты Cl и их св-ва. 25. Дифториды Ме 26.

Комплексныес соедин Г-нов. 27. H2S, получ. строение, св-ва.

Сульфиды, методы их получ и св-ва. Раст-мость и гидролиз сульфидов.

28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. 29. Применение S, Se, Te и их

соедин. 30. Взаимод H2SO4 с Ме. 31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в

прир, получ и св-ва. Аллотропия. 32. Диоксиды S, Se, Te. Получ и св-

ва. 33. Соли О2- содерж. кис-т серы. Сульфиты, сульфаты. 34. О2-

содерж к-ты S. H2SO3. H2SO4. Дисерная к-та, тиосерная к-та,

пероксодисерная. Строение и св-ва

35. Н2 – содеин. N2. Аммиак, гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные к-ты.

Строение, с-ва, получ. 36. Ох азота. Их получ, св-ва, строен

37. Азотисчтая к-та, ее строение и св-ва. Нитриты и их св-ва

38. Сравнен строен и св-в галогенидов N2, P, As, Sb, Bi. Гидролиз

галогенидов.

39. Применение N2 и его соедин. азотные удобрения

40. Р. Общ хар-ка, нахожд в природе. Аллотропия. Красный, белый, черный Р,

их св-ва и получ. 41. Общ хар-ка As, Sb, Bi, нахожд в прир.

42. ТриОх S, получ. св-ва, строен.

43. Азотн. к-та. Строен и св-ва. Взаимод Ме с HNO3. Нитраты

44. Н2 – соедин. Р. Фосфин, дифосфин твердые гидриды фосфатов.

45. К-ты as, Sb, Bi, их получ и св-ва.

46. Общ хар-ка э-тов VA гр. СО и типы соедин.

47. Галогениды Р, получ, строение, св-ва.

48. Азот. Общ хар-ка и нахожд в прир. Строение молекул N2. Проблемы

связанного азота, его св-ва и получ.

49. Ох Р (3,5). Фосфорные к-ты. Строение, св-ва и получ.

50. Примен Р и его соедин. Фосфорные удобрения |0.1 Внутр энерг

характеризует общий запас энергии системы и включает все виды энергии

движения и взаимод частиц, но не включает кинет энергию вцелом и пот

энергию. Т/д пользуется понятием изменения внутр энергии. ?U=Uкон-Uнач

dU Энтальпия характеризует запас энергии системы при р=const она

числено равна: H=U+pV

?H=?U+p?V dH

?H=Hкон-Hнач

Закон Гесса:

Тепловой эффект х.р. зависит только от вида и состояния исходных в-в и кон

продуктов. При термохим рассчетах использ термохим у-ия. Т.х. у-ия

обязательно должны содержать молярные кол-ва в-в, в правой части должен

быть приведен тепловой эффект, должны быть указаны агрегатные состояния в-

в, с т.х. у-иями можно производить все алгебраические действия.

Энергия Гиббса G=H-TS. (G=(H-T(S. S = Qобр(кол-во теплоты, погл сис-мов в

изотермич обратимом проц.)/T

1. H2 широко распространен в природе. Он входит в состав Н2О, глин,

каменного и бурого угля, нефти и т.д., а также во все животные и

растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается крайне

редко (в вулканических и др. природных газах). Водород - самый

распространенный элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и

большинства звезд. Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он

присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, газовых туманностях и

межзвездном газе. H2 имеет три изотопа с массовыми числами соответственно

1, 2 и 3: 1H p(e) протий, 2D(2H) (p+n)e дейтерий 3T(3H) (p+2n)e тритий.

Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Нормальный изотопный состав

природных соед водорода соответствует отношению D : H = 1 : 6800 (по числу

атомов). Тритий - (-радиоактивен, период полураспада T1/2 = 12,26 года.

2. Н2 проявляет и восстановительные, и окислительные свойства. В обыч

услблагодаря прочности молекул он сравнительно мало активен и

непосредственно взаимодействует лишь со фтором. При нагрев же вступает во

взаимодействие с многими неМе - хлором, бромом, кислородом и пр.

Восстановительная способность водорода используется для получения некоторых

простых веществ из Ох-в и галидов: CuO + H2 = Cu + H2O В кач окислителя

водород взаимодействует с активными Ме: 2Na + H2 = 2NaH | |

|51. Угольная к-ты и ее соли. Строен, св-ва и |3. В тех случаях, когда водород выступает в |

|получ. |кач окислителя, он ведет себя как галоген, |

|52. SiO2, строен и св-ва. Кварцевое стекло. |образуя аналогичные галидам гидриды. Однако |

|53. С. Общ хар-ка, нахожд в прир. Аллотрпия. |образование иона H- из молекулы H2 - процесс |

|54. Общ хар-ка эл-тов IVA гр. СО эл-тов и |эндотермический (энтальпия образования H- |

|типы их соедин |составляет +150,5 кДж/моль). Поэтому по |

|55. Карбиды, их получ и св-ва |окислительной активности водород существенно |

|56. Стекло и керамика |уступает галогенам. По этой же причине ясно |

|57. Применен С и его соедин |выраженный ионный характер проявляют лишь |

|58-59. Si. Общ хар-ка, нахожд в прир. Получ, |гидриды наиб активных Ме - щелочных и |

|св-ва и прим Si. |щелочноземельных, например KH и CaH2. |

|60. Ge, Sn, Pb. Хаар-р измен. строен и св-в |К ковалентным отн гидриды менее |

|прост выщ-в. Ох и гидрОх Ge, Sn, Pb. |электроотрицательных, чем сам водород, |

|61. Германаты,станнаты и плюмбаты (2,4). |неМеических элементов. К ковалентным отн, |

|Сульфиды Ge, Sn, Pb. |например, гидриды состава SiH4 и BH3. По хим |

|62. Н2 – соедин Si, их получ и св-ва. |природе гидриды неМе являются кислотными |

|Силициды Ме. |соедми. |

|63. Электролиз расплавово солей и гидрокс |Различие в хим природе гидридов можно легко |

|ЩеМе |установить по их поведению при гидролизе. |

|64. Общ хар-ка Ia гр, нахожд в прир, получ. |Характерной особенностью гидролиза гидридов |

|65. Гидриды щеме, их строен и св-ва |является выделение водорода. Реак протекает |

|66. Гидриды, Ох и гидрокс щеме, нахожд в прир|по окислительно-восстановительному механизму.|

|и получ. |Отрицательно поляризованный атом H(-1) в |

|67. Общ хар-ка солей щеме. |гидриде и положительно поляризованный атом |

|68. Хим св-ва и сравнен хим акт щеме |H(+1) в воде переходят в состояние с нулевой |

|69. Окси и перокс щеме, хим связь в этих |СО: |

|соедин и св-ва |KH + HOH = KOH + H2; -----------SiH4 + 3HOH =|

|70. Хим св-ва и активн Li |H2SiO3 + 4H2 |

|71. Гидрокс щеме, их получ и св-ва |За счет выделения водорода гидролиз протекает|

|72. Примен щеме |полностью и необратимо. При этом основные |

|73. Строен атомов, закономерн измен Rатом, |гидриды образуют щелочь, а кислотные - |

|сродство к е и электроотр в ряду Li, Na, K, |кислоту. |

|Rb, Cs, Fr. |В кач амфотерного соед можно рассматривать |

|74. Общ хар-ка щеземе, нахожд в прир, получ. |гидрид Al AlH3, который в зависимости от |

|75. Законом. измен св-в Ме и их соедин в ряду|партнера по реакции может выступать и как |

|Be-Ra |донор электронных пар (основное соед), и как |

|76. Ох, оксогидроксид Ал, их строен, получ и |акцептор (кислотное соед): |

|св-ва |AlH3 (основный) + 3BH3 = Al(BH4)3 |

|77. Особенности Ве и его соедин в ряду |KH + AlH3(кислотный) = K[AlH4] |

|щеземе. Токсичность Соедин Ве. |Стандартный потенциал системы 1/2H2/H- равен |

|78. Mg, его хим св-ва, раств. солей Mg. |-2,23 В. Следовательно, ион H- - один из |

|79-80. Хаар-р измен кислотно-осн. св-в |самых сильных восстановителей. Поэтому |

|однотипн соедин в ряду Be-Ra |ионные, а также комплексные гидриды - сильные|

|81. Амфотерность Be(ОН)3 |восстан-ли. Они находят широкое применение |

|82. Общая хар-ка солей щеземе, гидролиз солей|для проведения различных синтезов, для |

|Ве и магния. |получения водорода и в химическом анализе. |

|83. B2O3 и Н3ВО3, строение и св-ва |Гидрид кальция CaH2 применяется, кроме того, |

|84. Галогениды бора, тетрафторбораты Ме. |в кач осушителя для удаления следов влаги. |

|85. Бориды, их получ и св-ва. Бороводороды, |Меическими свойствами обладают водородные |

|тх получ. строен. и св-ва. |соед d- и f-элементов. Эти соед получаются в |

|86. Борогидриды Ме. |виде Меоподобных темных порошков или хрупкой |

|87. Прменен. соедин В. |массы, их электрическая проводимость и |

|88. Общ хар-ка солей Al, их раств, гидролиз. |теплопроводность типичны для Ме. Это гидриды |

|89. Квасцы. |нестехиометрического состава. |

|90. Общ хар-ка эл-тов IIIa гр. Хаар-ные СО и |Идеализированный состав Меических гидридов |

|типы соедин. |чаще всего отвечает формулам MH (VH, NbH, |

|91. Нитрид бора, строение и св-ва |TaH), MH2 (TiH2, ZrH2, HfH2, ScH2) и MH3 |

|92. Гидриды Al, алюмогидриды Ме. |(UH3, PaH3). Ме гидриды используются как |

|93. Ga, In, Tl, общая хар-ка, нахожд в прир, |восстан-ли для получения покрытия из |

|св-ва и примен |соответственного Меа, а также для получения |

|94. Al. Общ хар-ка, нахожд в прир, св-ва и |Ме в виде порошков. |

|примен. | |

|95. Соединения Tl (I). Токсичность соедин | |

|Tl+. | |

|96. Соединен типа АВ. Арсенид индия и | |

|антимонил галлия. Примен. | |

|97. Сопоставление св-в B, Al, In, Ga, Tl | |

|98. Примен соедин Al 99. В. Общ хар-ка, | |

|нахожд в прир, получ, св-ва и примен. | |

|4. Получ Н2 В пром Н2 получают в основном из |10. Озон представляет собой газ светло-синего|

|природных и попутных газов, продуктов |цвета, с характерным резким запахом, р-римый |

|газификации топлива (водяного и |в воде. Жидкий озон имеет темно-фиолетовый |

|паровоздушного газов) и коксового газа. В |цвет, а твердый сине-черный. Интенсивность |

|основе производства водорода лежат |цвета жидкого озона настолько велика, что |

|каталитические реакции взаимодействия с |даже через очень тонкий слой жидкости не |

|водяным паром (конверсии) соотвнтственно |видно нити горящей электрической лампочки. |

|углеводородов (главным образом метана) и Оха |Интенсивность цвета связана с большей |

|(II) углерода, например: CH4 + H2O ( 800oC( |поляризуемостью молекул по сравнению с |

|CO + 3H2 , CO + H2O ( 600oC( CO2 + H2 , |кислородом. Жидкий озон, запаянный в трубку |

|Водород получают также неполным окислением |можно хранить вплоть до критической |

|углеводородов, например: 2CH4 + O2 = 2CO + |температуры –12° С. Озон при концентрации в |

|4H2 |воздухе более 9% взрывоопасен, еще опаснее |

|В связи с уменьшением запасов углеводородного|твердый и жидкий озон. Хранение жидкого озона|

|сырья большой интерес приобретает метод |производят в р-ре в четыреххлористого |

|получения водорода восстановлением водяного |углерода или фреонов при низких температурах.|

|пара раскаленным углем: C + H2O = CO + H2 При|Температура плавления tпл=-192,5° С [14]; |

|этом образуется генераторный газ. Затраты |Теплота кипения D Hкип=15193 Дж/моль [14]; |

|энергии на его получ можно скомпенсировать за|Озон является сильнейшим окислителем, |

|счет реакции неполного окисления угля: 2C + |окисляет даже золото и платину, и уступает |

|O2 = 2CO |только фтору и фториду кислорода. Действующее|

|При комбинировании этих двух процессов |начало озона, атомарный кислород: 2KI + O3 + |

|получается водяной газ, состоящий в основном |H2O ( I2 + 2KOH + O2. Индикатором на озон |

|из смеси H2 и CO. |служит бумага, пропитанная р-ром иодида калия|

|Из главных смесей с большим содержанием |и крахмала, которая синеет в его присутствии.|

|водорода его выделяют глубоким охлаждением |Черный сульфид свинца переходит в белый |

|смеси. Водород производят также электролизом |сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O3 ( PbSO4|

|Н2О. В лабораторных условиях водород получают|+ O2. При приливании к озону аммиака |

|взаимодействием цинка с соляной или серной |образуется белый дым нитрита аммония. Озон |

|кислотой. |способен чернить серебро, переводя Ме в Ох. |

|Водород широко используется в хим пром для |2.Иногда молекула озона полностью вступает в |

|синтеза. В смеси с CO (в виде водяного газа) |реакцию: 3SO2 + O3 ( 3SO3, Na2S + O3 ( |

|применяется как топливо. Жидкий водород - |Na2SO3. 3.Со щелочами озон образует озониды, |

|одно из наиб эффективных реактивных топлив. В|которые обычно окрашены в красный цвет: 4KOH|

|атомной энергетике для осуществления ядерных |+ 4O3 ( 4KO3 + O2 + 2H2O. 4.При озонировании|

|реакций большое значение имеют изотопы |непредельных углеводородов, образуюшиеся |

|водорода - тритий и дейтерий. |озониды разлагаясь под действием Н2О, |

|5. В 1777 году французский химик Антуан Лоран|образуют перекись водорода альдегид и кетон, |

|Лавуазье (1743–1794) объяснил процессы |зная их, можно легко идентифицировать и |

|дыхания и горения и дал название кислороду – |установить строение углеводорода. Получ |

|Oxygenium. Природный кислород состоит из трех|озона. 1.Основным способом получения озона |

|стабильных изотопов: 16O – 99,76%, 17O – |является пропускание тихого электрического |

|0,04%, 18O – 0,2%. Кислород входит в состав |разряда через кислород. Для получения более |

|ДНК и многих органических соед, белков. |чистого озона смесь после этого рекомендуется|

|Содержится в мышечной ткани – 16%, костной |охладить. 2.При медленном разложении фторида |

|ткани – 28,5% и крови человека (в |кислорода Н2О выделяется озон, кислород и |

|человеческом организме массой 70 кг в среднем|фтороводород: 4OF2 + 4H2O ( 2O3 + O2 + 8HF.|

|содержится 43 кг кислорода). Магнитные |Применение озона. Озон применяют для |

|свойства кислорода указывают на наличие в |дезинфекции Н2О и в медицине, для отбеливания|

|молекуле кислорода двух неспаренных |тканей и очистки некоторых соед, для |

|электронов. Эти электроны размещаются на |идентификации соед. |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|виде кислород входит в состав более чем 1400 | |

|минералов. В связанном виде кислород | |

|обнаружен на многих планетах солнечной | |

|системы. | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|этом процессе выделяется много энергии (~490 | |

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

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

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

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

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

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

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

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

|электронов октетом вокруг каждого атома, а | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

|галогенов, благородных газов, платины и | |

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6