Реферат: Билет Вещества, состоящие из атомов одного вида, называются простыми

Билеты 9 класс


Билет 2.

Вещества, состоящие из атомов одного вида, называются простыми. К ним относятся металлы и неметаллы. Например, Н2,О2, С, S8,О3, К.

Вещества, состоящие из атомов разного вида, называются сложными. Например, Н2О, КОН и др.

Сложные вещества делятся на: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из 2 элементов, один из которых кислород со степенью окисления -2.

Общая формула оксидов ЭmOn, где m - число атомов элемента, а n - число атомов кислорода.

Оксиды, не образующие кислот, оснований и солей при обычных условиях, называются несолеобразующими. К ним относят такие соединения, как N2O, NO, CO, SiO..

^ Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные (обладающие двойственными свойствами).

Солеобразующие бывают:

основные – оксиды металлов со степенью окисления +1,+2 , кроме ZnO, ВеО.

амфотерные - оксиды металлов со степенью окисления +3,+4, а также ZnO, ВеО.

кислотные - оксиды металлов со степенью окисления +5,+6,+7, а также оксиды неметаллов со степенью окисления +3,+4,+5,+6,+7.

При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (CuO, Fe2O3 и др.), некоторые - жидкости (H2O, Cl2O7 и др.) и газы (NO, SO2 и др.). Химическая связь в оксидах - ионная, либо ковалентная.

Основания - сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона ) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН, способных замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Ме(ОН)x, где x равно степени окисления металла.

Классифицировать основания можно следующим образом:

1) по растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи и NH4OH) и нерастворимые (все остальные основания);

2) по степени диссоциации основания подразделяют на сильные (щелочи) и слабые (все остальные).

3) по кислотности, т.е. по числу гидроксогрупп, способных замещаться на кислотные остатки: на однокислотные (NaOH), двухкислотные [Ca(OH)2], трехкислотные [Al(OH)3].


По структурной теории кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка.

По теории электролитической диссоциации, кислоты – это электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода .


^ Кислоты классифицируют:

a) по содержанию атомов кислорода в молекуле - на бескислородные (Нcl) и кислородсодержащие (H2SO4);

б) по основности, т.е. числу атомов водорода, способных замещаться на металл - на одноосновные (HCN), двухосновные (H2S) и т.д.;

в) по электролитической силе - на сильные и слабые. Наиболее употребляемыми сильными кислотами являются разбавленные водные растворы HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4.

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.

Соли делят на:

средние или нормальные

кислые

основные

комплексные

двойные – содержат два разных катиона и один анион

6. смешанные – содержат один катион и два разных аниона

Средние соли - это продукты полного замещения атомов водорода кислоты атомами металла или гидроксо-групп основания кислотными остатками. Средние соли образуют все кислоты и основания, независимо от их основности или кислотности.


Билет 11.

Кислоты.

1. По структурной теории кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка.

2. По теории электролитической диссоциации, кислоты – это электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода .

^ Общие свойства кислот

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом, кислоты - это доноры протонов: НxAn D xH+ An.


Диссоциация и изменение окраски индикаторов НCl Н++Cl-

С металлами, стоящими в ряду активности до водорода

Характер продуктов реакций зависит от природы и концентрации кислот и от активности металлов. Разбавленные кислоты (кроме HNO3) взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений металлов левее водорода, образуя соль и вытесняя водород из кислоты.

Zn+ 2HCl  ZnCl2 + H2

^ 3.Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами.

2HCl + CaO  CaCl2 + H2O ; 6HCl + Al2O3  2AlCl3 + 3H2O

С солями (если в результате реакции образуется газ или осадок)

Возможно только в том случае, если образуется: а) более слабая кислота (в растворе); б) нерастворимая соль; в) выделяется газ (часто реакция идет без воды, при нагревании).

HCl + AgNO3  AgCl +HNO3

С основаниями (реакция нейтрализации)

HCl+ KOH  KCl + H2O


^ Кислоты классифицируют:

a) по содержанию атомов кислорода в молекуле - на бескислородные (Нcl) и кислородсодержащие (H2SO4);

б) по основности, т.е. числу атомов водорода, способных замещаться на металл - на одноосновные (HCN), двухосновные (H2S) и т.д.;

в) по электролитической силе - на сильные и слабые. Наиболее употребляемыми сильными кислотами являются разбавленные водные растворы HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4.

^ В медицине при недостаточной кислотности желудочного сока используют разбавленные растворы хлороводородной (соляной) кислоты. Находит применение и борная кислота (H3BO3) в качестве противовоспалительного и противомикробного средства.


Билет 12.

Амфотерные гидроксиды - сложные вещества, имеющие свойства и кислот, и оснований.

Все амфотерные гидроксиды плохо растворяются в воде, хорошо - в кислотах и щелочах. Диссоциацию амфотерных гидроксидов в кислой и основной средах, например, гидроксида цинка, можно выразить следующим уравнением:

Zn2 + 2OH → Zn(OH)2  H2ZnO2 → 2H +

в кислой среде в основной среде


^ Химические свойства амфотерных гидрооксидов

1) Взаимодействие с кислотами:

Zn(OH)2 + 2HBr  ZnBr2 + 2H2O

2) Взаимодействие со щелочами:

а) сплавление с твердой щелочью:

Zn(OH)2 + 2NaOH  Na2ZnO2 +2H2O

б) взаимодействие с растворами щелочей:

Zn(OH)2+ 2NaOH  Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)


Билет 13.

Основания - сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона ) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН, способных замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Ме(ОН)x, где x равно степени окисления металла. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме. При наименовании оснований для элементов, проявляющих переменную cтепень окисления, следует указать ее величину: Fe(OH)3 - гидроксид железа(III).

Классифицировать основания можно следующим образом:

1) по растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи и NH4OH) и нерастворимые (все остальные основания);

2) по степени диссоциации основания подразделяют на сильные (ще-лочи) и слабые (все остальные).

3) по кислотности, т.е. по числу гидроксогрупп, способных замещаться на кислотные остатки: на однокислотные (NaOH), двухкислотные [Ca(OH)2], трехкислотные [Al(OH)3].


^ Химические свойства оснований

Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона ОН, создающего в растворе щелочную среду.

1) Взаимодействие с кислотными оксидами:

2NaОН + СО2 Na2СО3 + Н2О

2) Реакция с кислотами (реакция нейтрализации):

H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O

3) Взаимодействие с солями (только в том случае, если при действии растворимого основания на соль выпадает осадок или выделяется газ):

СuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4

NH4Cl(крист.) + NaOH(конц)NH3 + NaCl+ H2O


Билет 17.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из 2 элементов, один из которых кислород со степенью окисления -2.

Общая формула оксидов ЭmOn, где m - число атомов элемента, а n - число атомов кислорода.

Оксиды, не образующие кислот, оснований и солей при обычных условиях, называются несолеобразующими. К ним относят такие соединения, как N2O, NO, CO, SiO..

^ Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные (обладающие двойственными свойствами).

Солеобразующие бывают:

основные – оксиды металлов со степенью окисления +1,+2 , кроме ZnO, ВеО.

амфотерные - оксиды металлов со степенью окисления +3,+4, а также ZnO, ВеО.

кислотные - оксиды металлов со степенью окисления +5,+6,+7, а также оксиды неметаллов со степенью окисления +3,+4,+5,+6,+7.

При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (CuO, Fe2O3 и др.), некоторые - жидкости (H2O, Cl2O7 и др.) и газы (NO, SO2 и др.). Химическая связь в оксидах - ионная, либо ковалентная.


Номенклатура оксидов

Если элемент, образующий оксид, имеет единственную валентность, то ее в названии оксида можно не указывать: Na2O - оксид натрия. Если же элемент образует несколько оксидов, то это необходимо: Mn2O7 - оксид марганца(VII). По систематической номенклатуре, требующей полного отражения состава соединения, оксиды называют так: CrO - хром оксид, Cr2O3 - дихром триоксид.


Химические свойства оксидов

Кислотным оксидам соответствуют кислоты, которые могут быть получены из оксидов прямо или косвенно.

^ Основные оксиды реагируют с:

водой, если образуется растворимое основание(щелочь) К2O + H2O  2KOH ;

BaO + H2O  Ba(OH)2

2. кислотными оксидами CO2 + CaO  CaCO3 ;

3. амфотерными оксидами Na2O + ZnONa2ZnO2

4.кислотами MgO + 2Hcl  MgCl2 + H2O

Кислотные оксиды реагируют с:

1. водой, если образуется растворимая кислота

SO3 + H2O  H2SO4 ; N2O5 + H2O 2HNO3

2. основными оксидами CO2 + CaO  CaCO3 ;

3. амфотерными оксидами ZnO + SO3ZnSO4 ;

4. щелочами SO2 + 2NaOH  Na2SO3 + H2O


Билет 9.


Правила вычисления степени окисления:

Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю.

В нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна нулю, для сложных ионов эта сумма равна заряду иона.

Степень окисления водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH2), равна +1, в гидридах металлов степень окисления водорода равна -1.

Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления -2, исключения фторид кислорода F2O+2,и пероксиды, содержащие группу –О – О– , в которой степень окисления кислорода -1.

Степень окисления у металлов всегда положительна, и для металлов главных подгрупп равна номеру группы.


Основные положения теории окислительно – восстановительных реакций.(ОВР)

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При этом степень окисления понижается.

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При этом степень окисления повышается.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. В ОВР число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем, то есть соблюдается электронный баланс.



1)8 Na0 +10HN+5O3  8Na+1NO3 + N+12O + 5H2O




восстановитель Na0 – 1e  Na+1 8 окисляется

окислитель 2N+5 +8e  2N+1 1 восстанавливается


2) 4K2Fe+6O-24 + 10H2SO4  2Fe+32(SO4)3 + 4K2SO4 + 10H2O + 3O02


восстановитель 2O-2 – 4e  O02 3 окисляется

окислитель 2Fe+6 +6e  2Fe+3 2 восстанавливается



Билет 1.

Современная формулировка периодического закона: Свойства химических элементов, а также образуемых ими простых веществ, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Периодическая система состоит из периодов и групп.

Период - это ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомной массы, который начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Периодов всего 7.

1,2,3 – малые, так как состоят из одного ряда, 4,5,6 – большие, так как состоят из двух рядов, 7 – незавершенный, так как пока нет инертного газа, указавшего на завершение этого периода.

Группа – это вертикальный столбец системы. Групп всего 8. Каждая группа делится на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов, а побочная – только больших.

Порядковый номер элемента показывает заряд ядра, число электронов, протонов.

Число нейтронов равно атомная масса минус порядковый номер.

Номер периода показывает число энергетических уровней.

Номер группы (для элементов главных подгрупп) показывает число электронов на последнем уровне.

Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разными массами.

Изобары – атомы с одинаковой массой, но разными зарядами ядра.

В пределах периода с ростом порядкового номера металлические свойства уменьшаются, а неметаллические усиливаются, так как:

1. увеличиваются заряды атомных ядер,

2. увеличивается число электронов на внешнем уровне,

3. радиус атома уменьшается.

В пределах главной подгруппы с ростом порядкового номера металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают, так как:

1. увеличиваются заряды атомных ядер,

2. увеличивается число энергетических уровней,

3. увеличивается радиус атома.


Билет 6.

Виды химической связи.

Химическая связь – взаимодействие между атомами, приводящее к образованию устойчивой многоатомной системы.

Причины образования связи: стремление системы к минимуму энергии и стремление атомов к завершению внешнего энергетического уровня (он содержит 8 электронов).

^ Ионная связь – это электростатическое притяжение между ионами. Она возникает между атомами металлов ( а также NH4+) и неметаллов.

При образовании ионной связи атом металла отдает свои валентные электроны (электроны с внешнего уровня) атому неметалла, при этом каждый атом завершает свой внешний уровень.



К веществам с ионной связью относятся: щелочи, соли, некоторые оксиды и гидриды металлов.

Вещества с ионной связью образуют кристаллы с ионной кристаллической решеткой. Физические свойства: тугоплавкие, нелетучие, твердые, но хрупкие, растворимы в воде, растворы и расплавы проводят ток.

^ Ковалентная связь – это связь между атомами, возникающая за счет образования общих электронных пар. Она возникает между атомами неметаллов. Если они одинаковые, то связь ковалентная неполярная, а если разные, то ковалентная полярная.



При кристаллизации веществ с ковалентной связью образуются два типа кристаллических решеток:

Атомная по физическим свойствам это твердые, тугоплавкие, нелетучие, нерастворимые вещества. Например, алмаз, графит(С), кремний, бор, карборунд(SiC), кварц (SiO2), карбиды, силициды.

Молекулярная по физическим свойствам это летучие, хрупкие вещества с низкой температурой плавления и кипения. Например, углекислый газ (СО2), лед, хлор, кислород, азот, нафталин, глюкоза, сахароза и другие органические вещества.

Металлическая связь возникает между атомами металлов. Для них характерна металлическая кристаллическая решетка. По физическим свойствам это тепло- и электропроводные вещества, пластичные, с металлическим блеском.

Билет 4.

    Металлы в Периодической системе расположены в левой нижней части от диагонали бор – астат., а также в четных рядах больших периодов. На последнем уровне атомы металлов содержат от 1 до 3 электронов. При химических реакциях они отдают эти электроны при этом окисляются и являются восстановителями.

Строение атома натрия:

Na(11р+  ,12n0 )11e 




   

2e 8e 1e


1s22s22p63s1


  В связи с тем что электроны внешнего слоя атомов металлов слабо связаны с ядром, они могут быть «отданы» другим частицам, что и происходит при химических реакциях:
    
   Me0 –ne =Men+
    
        
     При характеристике физических свойств металлов следует отметить их общие свойства: электрическую проводимость, теплопроводность, металлический блеск, пластичность, которые обусловлены единым видом химической связи — металлической, и металлической кристаллической решетки. Их особенностью является наличие свободноперемещающихся обобществленных электронов между ион-атомами, находящимися в узлах кристаллической решетки.
    К металлам относятся элементы, имеющие на внешнем электронном уровне от одного до трех электронов, за исключением некоторых р-элементов, имеющих большее количество электронов на внешнем уровне: германий, олово, свинец, сурьма, висмут, полоний. Для них характерна низкая электроотрицательность и небольшая энергия ионизации.


^ Физические свойства

Все металлы, за исключением ртути - твердые вещества, обладают металлическим блеском, являются хорошими проводниками электрического тока, обладают пластичностью, упругостью, прочностью, высокой теплопроводностью. Большинство этих свойств обусловлено металлической связью.


     Примеры взаимодействия металлов с простыми веществами (неметаллами):

1.Взаимодействие с кислородом:

2Сu +O2 =2CuO

2.
    ^ I. Взаимодействие с неметаллами.

1) 2Ме + О2  Ме2Ох оксиды (основные или амфотерные)

2) Ме +Hal2  МеHalxгалогениды (например, Bа +F2  BaF2)

3) 3Ме +N2  Me3Nxнитриды (например, щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, железо)

4) 2Ме + хS  Me2Sx сульфиды (например, щелочные и щелочноземельные металлы, железо, хром, алюминий, цинк)

5) 3Ме + хР  Ме3Рх фосфиды (например, щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий)

6) 2Me + xH2  2MeHx гидриды (например, щелочные и щелочноземельные металлы)

7) с углеродом - карбиды (см. тему “Углерод”).


^ II. Взаимодействие со сложными веществами.

1) С водой при комнатной температуре взаимодействуют только щелочные и щелочноземельные металлы, при нагревании - некоторые другие металлы (см. также темы “Алюминий” и “Железо”):

2Na + 2H2O  2NaOH + H2

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

2) С кислотами:

а) Кислоты - “неокислители” (все кислоты, кроме концентрированной Н2SO4 и HNO3 любой концентрации) окисляют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:

Zn + H2SO4(разб.)  ZnSO4 + H2; 2Al + 6hcl  2AlCl3 + 3H2

б) Продукты взаимодействия металлов с азотной кислотой и с концентрированной серной кислотой определяются типом металла и концентрацией кислоты (см. главы “Азот” и “Сера”).

3) C оксидами (при нагревании):

2Al + Cr2O3  Al2O3 +2Cr

4) С растворами солей:

Fe + Cu(NO3)2  Cu + Fe(NO3)2

5) Металлы, которым соответствуют амфотерные оксиды и гидроксиды, реагируют со щелочами (например, цинк, алюминий):

2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2

2Al + 6NaOH + 6H2O  2Na3[Al(OH)6] + 3H2


         Таким образом, несмотря на большое многообразие металлов, все они обладают общими физическими и химическими свойствами, что объясняется сходством в строении атомов и строении простых веществ.
Билет 7.

Взаимосвязь между различными классами неорганических веществ называется генетической связью.



Билет 10.

Все реакции в водных растворах электролитов происходят между ионами и называются реакциями ионного обмена. Они идут до конца, если образуется газ, вода или осадок.





Отличительной особенностью реакции ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц.


Билет 8.

^ КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ


Химическая реакция - такое взаимодействие реальных частиц (молекул, ионов, атомов), которое приводит к изменению их физико-химических свойств без изменения природы химических элементов.

В ходе химической реакции одни вещества (исходные, реагенты) превращаются в другие (продукты реакции).

По признаку - природа соединений - реакции делят на реакции неорганической и органической химии.

К общим признакам, применимым к органическим и неорганическим реакциям, относятся следующие:

- степень завершенности процесса,

- характер теплового эффекта,

- степень однородности реакционной смеси.

По первому из них реакции делят на:

- необратимые, когда исходные вещества полностью превращаются в продукты (если реагенты взяты в стехиометрических отношенях):

K2S + 2HCl2KCl + H2S

- обратимые, в ходе которых устанавливается динамическое равновесие между реагентами и продуктами:

N2 +3H22NH3

По второму признаку реакции делят на:

- экзотермические, идущие с выделением тепла:

Na + 2H2O  2NaOH + H2 + Q

- эндотермические, в ходе которых происходит поглощение энергии:

CaCO3CaO + CO2 - Q

По третьему признаку реакции делятся на:

- гомогенные, протекающие в объеме одной фазы (реакции между газами или веществами в истинных растворах):

2CO(г) + O2(г) 2CO2, HCl(р-р) + NaOH(р-р)  H2O + NaCl

- гетерогенные, протекающие на поверхности раздела двух фаз (реагенты находятся в разных агрегатных состояниях):

2Al(тв.) + 3Сl2(г)  2AlCl3

Кроме предложенных общих способов классификации можно также подразделять реакции по признаку наличия катализатора на каталитические и некаталитические.

Реакции неорганической химии классифицируются по признаку изменения числа реагентов и продуктов:

- реакции разложения, в которых из одного исходного вещества образуется несколько продуктов:

Mg(OH)2 MgO + H2O

- реакции соединения, в которых из нескольких реагентов образуется один продукт:

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

Реакции замещения - реакции, в которых часть сложного вещества замещается простым веществом:

CuSO4 + Fe  FeSO4 + Cu ; 2KBr + Cl2  2КСl +Br2

Реакции обмена - реакции, в которых реагенты обмениваются своими составными частями:

AgNO3 + NaBr  NaNO3 + AgBr

Реакции обмена являются необратимыми в тех случаях, когда один из продуктов уходит из сферы реакции

Химические реакции классифицируют также по признаку возможного переноса электронов в ходе процесса.

В отдельный класс выделяют окислительно-восстановительные реакции, сопровождающиеся переносом электронов и приводящие к изменению степеней окисления атомов, входящих в состав реагентов:

2HCl + Zn  ZnCl2 + H2; Сl2 + H2O  HСl + HOCl

Очевидно, что одна и та же реакция может относиться одновременно к разным типам, в зависимости от признака, по которому проводят классификацию.

Например:

NaOH + HCl  NaCl + H2O

реакция необратимая, экзотермическая, гомогенная, обмена (кислотно-основная, нейтрализации), не окислительно-восстановительная.

Билет 19.

^ ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ ГЛАВНОЙ

ПОДГРУППЫ II ГРУППЫ


В главную подгруппу второй группы входят берилий Be, магний Mg, кальций Сa, барий Ba, стронций Sr, радий Ra. Это - s-элементы, т.к. их валентные электроны находятся на s-подуровне.

Наиболее распространенные минералы кальция и магния: кальцит CaCO3 (основная часть мрамора, известняка, мела), гипс CaSO4.2H2O, доломит MgCO3.CaCO3, магнезит MgCO3. В качестве фосфата Ca3(PO4)2 кальций входит в состав апатитов и фосфоритов.


^ Электронное строение внешнего слоя - ns2.

Валентность всегда постоянна и равна II.

Степени окисления: 0, +2.



Щелочноземельные металлы - хорошие восстановители. На воздухе легко окисляются, давая основные оксиды МеО, которым соответствуют основания Ме(ОН)2.



^ Медико-биологическое значение

Кальций входит в состав костей. При его недостатке происходит нарушение роста, искривление костей скелета. Кальций улучшает свертываемость крови, снимает спазмы сосудов. Хлорид кальция применяется для лечения неврозов, а также как противоаллергический, противоотечный, противовоспалительный препарат. Хлорная известь - CaOCl2 - дезинфицирующее средство. Сульфат кальция применяется в гипсовых повязках. Магний входит в состав хлорофилла, активирует ферменты. Сульфат магния уменьшает спазмы сосудов, применяется как слабительное. Растворимые соли бария токсичны, однако, сульфат бария используется в рентгеноскопии.


13.2. КАЛЬЦИЙ


Электронное строение атома: 1s22s22p63s23р64s2.

Валентность II.

Степени окисления: 0, +2.


Простое вещество

Физические свойства

Серебристо-белый, довольно твердый, легкий металл.


Получение

Электролизом расплавов солей (6 ч. CaCl2 и 1 ч. CaF2, последний добавляется для понижения температуры плавления хлорида кальция):



^ Химические свойства

Сильный восстановитель. Во всех реакциях легко отдает валентные электроны и превращается в положительно заряженный катион.

^ I. Взаимодействие с простыми веществами.

1) При обычных условиях - с хлором, кислородом:

Ca + Cl2  CaCl2 ; 2Ca + O2 2CaO

2) При нагревании - с некоторыми неметаллами:

Ca + S  CaS ; 3Ca +N2  Ca3N2

Ca + 2C  CaC2 ; Ca + H2  CaH2

^ II. Взаимодействие со сложными веществами.

1) С водой:

Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2

2) С кислотами (при взаимодействии с кислотами-”неокислителями” вытесняет водород из кислот, а с кислотами-”окислителями” - образуются продукты восстановления серы и азота):

Ca+H2SO4(pазб.)  CaSO4 + H2

4Ca + 5H2SO4(конц.)  4СaSO4+ H2S + 4H2O

4Ca + 10HNO3(разб)  4Ca(NO3)2 + NH4NO3 +3H2o

4Са + 10HNO3(конц.)  4Ca(NO3)2 + N2O +5H2O

3) С оксидами (при нагревании):

V2O5 + 5Ca  2V + 5CaO

Билет 22.

^ ХИМИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ


В главную подгруппу первой группы периодической системы входят литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Сs и франций Fr. Это s-элементы, так как их валентные электроны находятся на s-подуровне.

В природе щелочные металлы в свободном состоянии не встречаются. Наиболее важными минералами натрия и калия являются каменная соль (состоит в основном из хлорида NaCl, иначе именуемого поваренной солью), сильвинит NaCl.KCl и карналлит KCl.MgCl2.6H2O.


Электронное строение внешнего слоя - ns1, где n - номер периода.

Валентность всегда постоянна и равна I.

^ Степени окисления: 0, +1.




Все щелочные металлы - очень хорошие востановители, на воздухе легко окисляются, поэтому хранятся под инертным растворителем. Их оксиды имеют общую формулу Me2O, проявляют основные свойства, им соответствуют гидроксиды МеОН (щелочи, кроме LiOH).

Гидроксид лития ограниченно растворим в воде и может разлагаться при нагревании (500 0С) на оксид и воду. Остальные гидроксиды устойчивы к нагреванию, хорошо растворимы в воде, являются сильными электролитами.

^ Медико-биологическое значение

Ионы натрия и калия играют важнейшую роль в жизнедеятельности организмов. Натрий участвует в передаче нервных импульсов, способствует удержанию воды в тканях, участвует в поддержании кислотно-основного равновесия в крови. Гидрокарбонат натрия применяется при повышенной кислотности желудочного сока, сульфат натрия - при отравлении солями бария и свинца. Калий также участвует в передаче нервных импульсов. Его недостаток вызывает нарушения в работе сердца. Соли лития применяются для лечения психических заболеваний, а также заболеваний, связанных с отложением солей, например, подагры.


Получение

В природе щелочные металлы встречаются только в составе различных минералов. Основной способ их получения - электролиз расплавов солей или щелочей:



Калий получают, вытесняя его избытком натрия из расплавов хлорида или гидроксида (в первом случае используют пары натрия, во втором - жидкий натрий):

KCl + Na  NaCl + K; KOH + Na  NaOH + K


Химические свойства

Во всех реакциях щелочные металлы являются восстановителями.

^ I. Взаимодействие с неметаллами.

1) При взаимодействии с кислородом литий образует оксид, остальные металлы  пероксиды:

4Li + O2  2Li2O, 2Na + O2  Na2O2

Пероксиды при нагревании с избытком металлов переходят в оксиды:

Na2O2 + 2Na  2Na2O

Пероксиды способны поглощать углекислоту, выделяя кислород:

2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2

2) C галогенами: 2Me + Cl2 2MeCl (галогениды)

3) С водородом: 2Me + H2  2MeH (гидриды)

4) С серой: 2Me + S  Me2S (сульфиды)

5) С азотом: 6Me + N2  2Me3N (нитриды)

^ II. Взаимодействие со сложными веществами.

1) С водой (литий вступает в реакцию медленно, натрий - бурно, калий - с воспламенением, рубидий и цезий - со взрывом):

2Me + 2H2O  2MeOH + H2

2) С кислотами - сильными окислителями (азотной и концентри-рованной серной) реакции идут с выделением продуктов восстановления азота или серы:

8Na + 10HNO3(конц.)  N2O + 8NaNO3 + 5H2O

8Na + 5H2SO4(конц.)  H2S + 4Na2SO4 + 4H2O

Билет 20.


Простое вещество

Железо - d-элемент, находится в побочной подгруппе VIII группы периодической системы. Самый распространенный в природе металл после алюминия. Входит в состав многих минералов: бурый железняк Fe2O3.H2O, красный железняк или гематит Fe2O3, магнитный железняк или магнетит Fe3O4, пирит FeS2.


^ Электронное строение: 1s22s22p63s23p64s23d6.

Валентность: II, III, (VI).

Cтепени окисления: 0, +2, +3, +6 (только в ферратах К2FeO4).


^ Физические свойства


Железо - блестящий, серебристо-белый металл, т. пл. - 1539 0С.


Получение


Чистое железо можно получить восстановлением оксидов водородом при нагревании, а также электролизом растворов его солей. Доменный процесс  получение железа в виде сплавов с углеродом (чугун и сталь):


1) 3Fe2O3 + CO  2Fe3O4 + CO2

2) Fe3O4 + CO  3FeO + CO2 ; 3) FeO + CO  Fe + CO2

Химические свойства


^ I. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами.

1) С хлором и серой (при нагревании). Более сильным окислителем хлором железо окисляется до Fe3, более слабым - серой - до Fe2:

2Fe + 3Cl2  2FeCl3 ; Fe + S  FeS

2) С углем, кремнием и фосфором (при высокой температуре).

3) В сухом воздухе окисляется кислородом, образуя окалину  смесь оксидов железа(II) и (III):

3Fe + 2O2  Fe3O4 (FeO. Fe2O3)

^ II. Взаимодействие со сложными веществами.

1) Во влажном воздухе протекает коррозия (ржавление) железа:

4Fe + 3O2 + 6H2O  4Fe(OH)3

При высокой температуре (700900 0С) в отсутствие кислорода железо реагирует с парами воды, вытесняя из нее водород:

3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2

2) Вытесняет водород из разбавленной соляной и серной кислот:

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2;Fe + H2SO4(разб.)  FeSO4 + H2

Высококонцентрированные серная и азотная кислоты при обычной температуре с железом не реагируют вследствие его пассивации.

Разбавленной азотной кислотой железо окисляется до Fe3, продукты восстановления HNO3 зависят от ее концентрации и температуры:

8Fe + 30HNO3(оч. разб.)  8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

Fe + 4HNO3(разб.)  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Fe + 6HNO3(конц.)Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

3) Реакция с растворами солей металлов, стоящих правее железа в электрохимическом ряду напряжений металлов:

Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu


^ Медико-биологическое значение


Железо - составная часть жизненно важных биологических комплексов, таких как гемоглобин (транспорт кислорода и углекислого газа), миоглобин (запасание кислорода в мышцах), цитохромы (ферменты). В организме взрослого человека содержится 4-5 г железа. Недостаток железа в организме приводит к таким заболеваниям, как анемия, малокровие.


^ Соединения железа(II)


Оксид железа(II)


Оксид FeO - черный порошок, нерастворим в воде.


Получение


Восстановление из оксида железа(III) при 500 0С действием оксида углерода(II):

Fe2O3 + CO  2FeO + CO2

^ Химические свойства


Основной оксид, ему соответствует гидроксид Fe(OH)2; растворяется в кислотах, образуя соли железа(II):

FeO + 2HCl  FeCl2 + H2О


^ Гидроксид железа(II)


Гидроксид Fe(OH)2- нерастворимое в воде основание.


Получение


Действиe щелочей на соли железа(II) без доступа воздуха:

FeSO4 + 2NaOH  Fe(OH)2 + Na2SO4

^ Химические свойства


Гидроксид Fe(OH)2 проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Fe(OH)2 + H2SO4  FeSO4 + 2H2O

При нагревании разлагается:

Fe(OH)2 FeO + H2O

^ Окислительно-восстановительные свойства


Соединения железа(II) проявляют достаточно сильные восстановительные свойства, устойчивы только в инертной атмосфере; на воздухе (медленно) или в водном растворе при действии окислителей (быстро) переходят в соединения железа (III):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3

2FeCl2 + Cl2  2FeCl3

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4  5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O


Соединения железа(II) могут выступать и в роли окислителей:

FeO + CO Fe + CO2


^ Соединения железа(III)


Оксид железа(III)


Оксид Fe2O3 - самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Это амфотерный оксид, нерастворимый в воде. Образуется при обжиге пирита FeS2 (cм. 20.4 “Получение SO2”).


^ Химические свойства


1) Растворяясь в кислотах, образует соли железа(III):

Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O

2) При сплавлении с карбонатом калия образует феррит калия:

Fe2O3 + K2CO32KFeO2 + CO2

3) При действии восстановителей выступает как окислитель:

Fe2O3 + 3H2 2Fe +3H2O

^ Гидроксид железа(III)


Гидроксид Fe(OH)3 - красно-бурое вещество, нерастворимое в воде.


Получение

Fe2(SO4)3 + 6NaOH  2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

^ Химические свойства


Гидроксид Fe(OH)3- более слабое основание, чем гидроксид железа(II), обладает слабо выраженной амфотерностью.

1) Pастворяется в разбавленных кислотах:

Fe(OH)3 + 3H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3H2O

2) При кипячении в 50 % растворе NaOH образует гидроксокомплекс:

Fe(OH)3 + 3NaOH  Na3[Fe(OH)6]


Билет 14.

^ ХИМИЯ ВОДОРОДА


Водород Н элемент I (и VII) группы I периода периодической системы. Природный водород состоит из двух стабильных изотопов: протия 1Н (99.9 %) и дейтерия 2Н(D) (0.1 %). Искусственным путем получают неустойчивый радиоактивный изотоп тритий 3Н(Т).

Это самый распространенный элемент Вселенной. В свободном виде на Земле встречается редко, в основном в виде соединений с неметаллами (вода, нефть, природный газ).


^ Электронная структура атома -1s1.

Валентность: I.

Степени окисления: 1, 0, +1.


Медико-биологическое значение


Перенос водорода по биохимической цепочке организма является одним из фундаментальнейших процессов в живой природе. Многие реакции организма протекают лишь при определенной величине концентрации ионов водорода.

^ Простое вещество


Физические свойства


Легкий бесцветный газ без запаха. Плохо растворяется в воде и органических растворителях. Хорошо растворим во многих металлах: никеле, платине, палладии.

Получение


^ I. Промышленные способы.

1) Взаимодействие водяного пара с раскаленным коксом и далее с оксидом углерода(II) (нагревание, катализатор):

H2O + C  CO + H2 (синтез-газ)

Н2O + CO → CO2 + H2 (конверсия при избытке воды)

2) Конверсия метана с водяным паром (катализатор Ni, MgO, Al2O3):

H2O + CH4 →CO + 3H2

H2O + CO + 3H2 → CO2 + 4H2

3) Железо-паровой метод:

4H2O + 3Fe  Fe3O4 + 4H2 (t0  570 0С)

H2O + Fe  FeO + H2( t0  570 0C)

4) Электролиз воды (обычно раствора щелочи):

2H2O2H2 + O2

^ II. Лабораторные способы:

1) Восстановление воды активными металлами:

а) 2H2O + Ca  Ca(OH)2 + H2 (щелочные и щелочноземельные);

б) Н2O + Mg  MgO + H2 (нагревание, другие активные металлы);

в) 6H2О + 2Al + 6NaOH  2Na3[Al(OH)6] + 3H2


2) Восстановление разбавленных кислот металлами (кроме HNO3):

H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2

3) восстановление воды гидридами активных металлов:

2H2O + CaH2  Ca(OH)2 + 2H2

^ Химические свойства


В обычных условиях малоактивен, реагирует только со фтором. При нагревании вступает во взаимодействие практически со всеми элементами основных подгрупп (кроме благородных газов), проявляя свойства восстановителя при реакции с неметаллами и окислителя - с активными металлами.



1) Взаимодействие с неметаллами:

H2 + Cl2 2HCl ; 3H2 + N2 → 2NH3

H2 + S → H2S ; 2H2 + O2 → 2H2O


2) Взаимодействие со щелочными и щелочноземельными металлами:

2Na + H2  2NaH; Ca + H2  CaH2 (гидриды)

3) Взаимодействие с оксидами неметаллов и малоактивных металлов:

CO2 + H2 → CO + H2O; СuO + H2  Cu + H2O

Билет 15.


ВОДА


^ Строение и физические свойства


Вода - единственное вещество, у которого плотность жидкой фазы (1 г/см3 при 4 0С) больше, чем твердой, благодаря чему большие водоемы не промерзают до дна. Исключительно высока теплоемкость воды - она является важным регулятором климата, стабилизируя температуру поверхности планеты. Ту же термостатирующую роль играет вода в животных органи