Шпаргалка по "Химии"

При взаимодействии с сильными восст-лями сернистая к-та проявляет св-ва ок-ля:   а) окисляет сероводородную воду:H₂SO₃+2H₂S=3S+2H₂O     Кислые соли сернистой к-ты - гидросульфиты, средние - сульфиты. Соли сернистой к-ты - восст-ли: а) медленно ок-ся кислородом: 2Na₂SO₃+O₂=2Na₂SO₄

б) обесцвечивают  бромную и иодную воду:

K₂SO₃+Br₂+H₂O=K₂SO₄+2HBr в) обесцвечивают подкисленный р-р пермарганата калия:K₂SO₃+KMnO₄+H₂SO₄=K₂SO₄+MnSO₄+H₂O

г) сульфиты щелочных Me при прокаливании диспропорцио-нируют:  4Na₂SO₃=Na₂S+3Na₂SO₄    д) восст-ные св-ва сульфита натрия проявл-ся в образовании тиосульфита натрия: Na₂SO₃+S=Na₂S₂O₃ - при кипячении        Тиосульфат натрия содержит серу в степ окисления -2 и +6:   Соединения серы +4 – проявляют ок-но-восст-ную двойственность, но с преобладанием восстановительных св-тв. 1. Взаимодействие SO₂ c кислородом : 2S⁺⁴О₂+О2àt,K=2S⁺⁶О3   2. При пропускании SO₂ через сероводородную к-ту образуется сера: S⁺⁴О₂ + 2Н₂S^-2 → 3S^o + 2 Н₂О   3. Сернистая кислота медленно окисляется кислородом воздуха в серную к-ту:  2H₂S⁺⁴O₃+2О2→2H₂S⁺⁶O4     

12. SO3-бесцв газ,ядовит,летуч-строен-е правильн треуг-ник, мол-ла неполярна,плохо расв-ма в воде. Отдельн мол-лы SO3 сущ-ют лишь в газовой фазе при конденсации паров обр-ся летучая жидк-ть,состоящая  преимущественно из циклических триммеров(SO3)3  в жидк состоян соединяющие  м\ду собой атомами кислорода. Кристаллич SO3 t плавл=17; tкип=48    кристаллич SO3 сущ-ет в неск-х аллотропных модифик-ях     Получ-е SO2+O2à(450^oC;катализатор V2O5( Na2O2;SiO2))SO3 Можно получить термическим разлож-ем сульфатов:  Fe2(SO4)3 t→ Fe2O3 + 3SO3,   или взаимодействием SO2 с озоном:  SO2+O3→SO3+O2↑.  Для окисления SO2 используют также NO2: SO2+NO2→SO3+NO↑.  Еще способ:CuSO4+H2C2O4 →CuC2O4 ↓+H2SO4       Хим св-ва: 1. Кислотно-основные: SO3 — типичн кислотн оксид, ангидрид серной к-ты. Его хим активность достаточно велика. При взаимодействии с водой выд-ет больш кол-во тепла и образует серную к-ту: SO3+H2O→ H2SO4. Взаим-ет с основ-ями: 2KOH+SO3→K2SO4+H2O,

основными оксидами: CaO+SO3→CaSO4,  c амфотерными оксидами:  SO3+PbO→PbSO4.     SO3 растворяется в 100%-й серной к-те, образуя олеум: H2SO4 (100 %)+SO3→H2S2O7.

2. Окислительно-восстановительные: SO3 характеризуется сильными окислит св-вами, восст-тся, обычно, до сернистого ангидрида:5SO3+2P→P2O5+5SO2;    3SO3+H2S→4SO2+H2O;     2SO3+2KI→SO2+I2+K2SO4.   3.При взаим-и с хлороводородом образуется хлорсульфоновая к-та: SO3 + HCl → HSO3Cl  Также присоед хлор,обр-я тионилхлорид: SO3+Cl2+2SCl2→3SOCl2

Ba²⁺+SO4=BaSO4 -не раств-м в соляной и азотн к-тах

H2SO4 — сильная двухосновная к-та. Строение -искаженное тетраэдрическое. При н.у конц серная к-та — тяжёлая масля-нистая жидкость без цвета и запаха. Tкип =296; при нагрев >450 H2SO4 полностью разл-ся на SO3 и H2O. Конц H2SO4-слаб электролит.При разбавлении степ диссоциации увеличся, станов-ся сильн электролитом.  

 Получ-е  Основн стадии получения серной к-ты: 1)Обжиг сырья с получением SO2;  2)Окисление SO2 в SO3;   В пром-ти применяют два метода ок-я SO2 в производстве серной к-ты: контактный — с использованием тверд катализаторов (контактов), и нитрозный (башенный) — с оксидами азота. Контактный способ вытесняет нитрозный. Р-ции по произв-ву серной к-ты из минерала пирита на катализаторе — оксиде ванадия (V).4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2;2SO2+O2(V2O5)→2SO3;          SO3+H2O→H2SO4  Известно сотни в-тв, ускоряющих ок-е SO2 до SO3, три лучших из них в порядке уменьшения активности: платина,пятиокись ванадия и окись железа.При этом платина отличается дороговизной и легко отравляется примесями, содержащимися в газе SO2, особенно мышьяком. Окись желе-за требует высоких t для проявления каталитической активности (выше 625 гр. C). Т.о ванадиевый катализатор является наиболее рациональным, и только он применяется при пр-ве серной к-ты.  Нитрозный метод получения серной к-ты  SO2+NO2→SO3+NO↑; 2NO+O2→2NO2    3) Абсорбция SO3 р-ром серн к-ты. SO3 поглощ-ся H2SO4;   При р-ции SO3 с H2O выделяется огромное кол-во теплоты и серная к-та начинает закипать с образованием "туманов" SO3 + H2O = H2SO4 + Q Поэтому SO3 смешивается с H2SO4, образуя раствор SO3 в 91% H2SO4 - олеум.  Получение серной кислоты (т.н. купоросное масло) из железного купороса - термическое разлож-е сульфата железа (II) с последующим охлаждением смеси    2FeSO4·7H2O→Fe2O3+SO2+H2O+O2;       SO2+H2O+O2 ⇆ H2SO4 

13. Разб  H2SO4 - как обычн к-та: Zn+H2SO4(разб)=ZnSO4+H2

Конц  H2SO4(в зав-ти от конц и активности Ме) проявл-ет окислит св-ва за счет S⁺⁶, в продуктах могут быть: Сера, сернистый газ, сероводород   Zn+H2SO4(k)=ZnSO4+S(H2S)+H2O

Cu+H2SO4=CuSO4+SO2+H2O     Fe;Al;Cr- пассивируются H2SO4(k) ,т.е.не взаим-ют,обр-я оксидн пленка.     С неМе H2SO4 взаим-ет окисляя их до высш степ ок-я: С+H2SO4=CO2+SO2+H2O;    P+H2SO4=H3PO4+SO2;                     KJ+ H2SO4(k)=J2+H2SO4+H2S(S)   

Особ поведение H2SO4(k)-сильное водоотнимающ средство (также способен отнимать элементы воды входящ в состав сложн органич в-тв)  C12H22O4+H2SO4(k)=12C+ H2SO4*11H2O;   C+H2SO4=CO2+SO2+H2O  при приготовл-и р-ра H2SO4 термо- стойкая стекл посуда-тк обр-ся гидраты,котор сопровожд-ся больш кол-вом энергии(К ВОДЕ ПРИБАВЛЯЕТСЯ H2SO4) 
 

14. Азот, N ns2np3 ст ок-я -3…+5,V группы, атомный номер 7; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса,не поддержив жизнь,не ядовит. основная масса сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный азот (в виде молекул N2) составляет 78,09% по объёму, не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов. Среднее содержание азота в литосфере 1,9´10-3% по массе. Природные соединения азота — хлористый аммоний NH4Cl и различные нитраты(NaNO3; KNO3).в виде солей аммония(NH4)⁺ небольшие количества связанного азота находятся в каменном угле (1—2,5%) и нефти (0,02—1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах (0,1%) и в живых организмах (0,3%).  

Молекула азота  двухатомна, т.е. молекулярная формула  азота имеет вид N2. У двух атомов азота три внешних 2p-электрона каждого атома образуют тройную связь:N:::N:, формируя электронные пары. Существуют молекулы азота с различным спином ядра – симметричные и антисимметричные. При обычной температуре соотношение симметричной и антисимметричной форм равно 2:1. В тв состоянии известны две модификации азота: a – кубическая и b – гексагональная

N^3-H3;  N2^2-H4;  N^-H2O;   N2⁰;  N2⁺O;  N⁺²O; N2⁺³O3; N⁺⁴O2; N2⁺⁵O5;  мах N2 может образ-ть 4 связи за счет s-орбитали и 3p-орбиталей.(3 обменн,1донерн)

Получ-е: в промышл условиях фракционной перегонкой жидкого воздуха,  Технический способ получения азота основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке.  СаС­ + N­ -= CaCN­ + С. ;     CaCN+ЗН2О=СаСО3+2NH3. tкип= -196;   в лаб: разлож-ем бихромата аммония (NH4)2Cr2O7=N2+Cr2O3+H2O;  NH4Cl+NaNO3=NH4NO2+NaCl;  NH4NO3=t N2+2H2O   мол-ла N2-неполярна-мала растворимость в воде 1VH2O-0,1VN2;  не р-м в спиртах,чуть лучше р-ся в предельн углеводородах.

Физические  и химические свойства.оч прочн мол-ла.  Азот немного легче воздуха; tпл —209,86°С, tкип —195,8°C. Азот сжижается с трудом. При н.у. N2 р-ет ТОЛЬКО с Li (Li+N2=Li3N нитрид лития)Только с такими активными металлами, как кальций, магний, азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. При растворении в воде азотистого N2О3 и азотного N2О5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота HNO2 и азотная кислота HNO3, образующие соли — нитриты и нитраты. С водородом азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH3=N2+H2. С серой не взаимодействует! Гидразин H2N—NH2, диимид HN=NH, азотистоводородная кислота HN3(H—N=NºN), октазон N8H14 и др.; большинство соединений азота с водородом выделено только в виде органических производных. (c галогенами N2+Cl=NCl3) С галогенами азот непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды азота получают только косвенным путём, например фтористый азот NF3— при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды азота — малостойкие соединения (за исключением NF3); более устойчивы оксигалогениды азота — NOF, NOCI, NOBr, NO2F и NO2CI. С серой также не происходит непосредственного соединения азота; азотистая сера N4S4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскалённого кокса с азотом образуется циан (CN).;. Нагреванием азота с ацетиленом C2H2 до 1500°C может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие азота с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (например, Mg3N2).с кислородом при t>2000 N2+O2=(гроза)NO

Растворимость N2 в Ме как титан, ванадий,хром,железо,объясняется взаимод-ем электронных пар,наход-ся на связывающ орбиталях со свободн d орбиталями. СХЕМА  приводит к активации мол-лы N2; станов-ся менее прочной,но более активной. На этом основано действие катализатора при синтезе аммиака. Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный азот в сжатом виде — в баллонах.  

15. NH3-аммиак -sp3 гибридизация;  правильн треугольн пирамида.валентный угол отлич-ся от тетраэдрич и =107,объясняется тем,что у атома N2 есть неподеленная электронная пара, силы отталкив-я сильнееàи валентный угол меньше. Мол-ла NH3 сильн полярн в-во,тк вектор отрицат зарядов складыв-ся и диполбный момент мол-лы NH3=1,6эВ.  М/ду мол-лами NH3 сущ-ют водородн связи<чем во фториде водорода и в воде,но её наличие отличает от др водородн соед-й.       Получ-е: в лаб из тверд в-тв: Ca(OH)2(тв)+NH4Cl(тв)=t=NH3+CaCl+H2O- лакмусов бумага поменяла цвет с розового на синий ;     в пром-ти: 1)N2+3H2=2NH3 t=500  катализатор Fe;

2)Mg3N2+H2O=NH3+Mg(OH)2 ;   жидк NH3 как и H2O сильн ионизирующ растворитель. В нем хорошо раств-ся Ме: Al, некотор лантаноиды; P и S; и этот р-р прояв-ет сильн восст св-ва .   Соли аммония термич неустойч и термолиз этих солей протекает по разному(в завис-ти от аниона)   2 мех-ма термолиза: кислотноосновной(протекает если анион не проявляет окислит св-ва NH4Cl=t= NH3+HCl;    (àNH4Cl,NР4Br,NH4Jà устойч-ть возрастает)) и окислит-восстановит (NH4)2Cr2O7àt=N2+Cr2O3+H2O

NH4⁺+HOHàNH3*H2O+H⁺ ;   Д\NH3à 3 типа р-ции:ок-е,замещ-е,присоед-е   CuSO4+NH3(газ)=[Cu(NH3)4]SO4-сульфат-тетроамин меди 2);    2NH3+CO2=NH2COONH4(карбоаммат аммония)àt=CO(NH2)2*H2O-мочевина;     J2+NH3=HJ+N2;    O2+NH3àt+кат=H2O+NO;     Ок-е аммиака мб 2мя путями:  NH3+O2=N2+H2O(без катализатора); NH3+O2àPt=NO2+H2O(с катализ);   NH3+Cl2=NH2Cl;  р-ции замещ-я: Li+NH3=NH3Li+H2(амид лития); 2NH3Liàt=NHLi+NH3

1)Группа основных  нитридов,тк при гидролизе этих соед-й щелочн среда(Li3N;Na3N;Ca3N2); 2)Амфотерные нитриды(AlN)

3)Нитриды неМе (S4N4;P3N5;Si3N4)при гидролизе среда кислая(кислотные нитриды);  Нитриды галогенов-взрыво-опасн св-ва. Д\гидрозина(N2H4) и гизросиламина(NH3OH) характерны те же 3 типа р-ций,что и д\аммика(присоед-е,замещ-е,ок-е) ;

Хим св-ва NH3+HOH=NH4+OH^- р-ция моментальна,повыш-е тем-ры. При нагрев NH3 улетуч-ся,пр-сс смещ-ся влево; увелич OH^-(смещ влев); увелич NH4(смещ влев); увелич H⁺(равнове-сие вправо); увелич ZCl-сильн к-та-среда кислаяàравнов-е вправо;       NH3+HCl=NH4Cl хлорид аммония,хорош акцептор в катионе водорода.р-ции тем быстрее,чем сильнее к-та за счет взаим-я электрон пары и катиона H⁺ ;  Н.у. в1VH2O-700VNH3;   Катион аммония(NH4⁺) в отлич от аммиака имеет правильн тетраэдрич строение;все 4G связи равноценны 

16. 2NO+O2=2NO2  3Vk2V-давл-е понизилось ; Тк азот в прежуточн степ ок-я +3,то д\солей-окислит св-ва

Оксид азота 3 (N2O3) N2O3-кислотн оксид,мол-ла плоская,тверд,раств-ся но неустойчив в-во,разлаг-ся на NO и NO2.ядовит в-во,идет разруш-е гемоглобина(крови)àнар-ся ок-вост пр-сс организма Получ-е Рекомендуется капать 50%-ю азотную кислоту на твёрдый оксид мышьяка(III):2HNO3(50%)+As2O3àNO2+NO+2HAsO3;      N₂O₃ образуется при охлаждении получающейся смеси газов.  При пропускании электрического разряда через жидкий воздух N₂O₃ можно получить в виде порошка голубого цвета:N2+O2=2NO; 2NO+O2=2NO2; NO+NO2=(охложд-е)N2O3 

Также N₂O₃ можно получить действием 50%-ой азотной кислоты на крахмал: (C6H10O5)n+12nHNO3=6NO+6NO2+6nCO2+11nH2O

Хим св-ва Жидкий оксид азота(III) синего цвета, он также частично диссоциирован.

Являясь азотистым  ангидридом, при взаимодействии с  водой N₂O₃ даёт азотистую кислоту:  N2O3+H2O=2HNO2;       При взаимодействии с растворами щелочей образуются соответствующие нитриты: N2O3+2KOH=2KNO2+H2O

Азотистая к-та (HNO2)  Получ-е Азотистую кислоту можно получить при растворении оксида азота (III) N₂O₃ в воде: N2O3+H2O=2HNO2 ;        Также она получается при растворении в воде оксида азота (IV) NO₂: 2NO2+H2O=HNO3+HNO2;       азотистая к-та известна только в р-ре(разбавл)тк при выделении разлаг-ся на 2 части  Ba(NO2)2+H2SO4=BaSO4+HNO2;   HNO2àNO2+NO+H2O;  HNO2àHNO3+NO+H2O   слаб к-та=по силе как уксусн к-та        Хим св-ва В водных растворах существует равновесие: 2HNO₂ ↔ N₂O₃ + H₂O ↔ NO↑ + NO₂↑ + H₂O;   При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и NO₂:   3HNO₂ ↔ HNO₃ + 2NO↑ + H₂O.   HNO₂ в водных растворах диссоциирует , немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:   H₂SO₄ + NaNO₂ → NaHSO₄ + HNO₂.      Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н₂О₂, KMnO₄) окисляется в HNO₃:  2HNO₂ + 2HI → 2NO↑ + I₂↓ + 2H₂O;    5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O;  HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl;    2KJ+2KNO2+2H2SO4=J2+2K2SO4+2NO+2H2O; 2KMnO4+5KNO2+3H2SO4=2MnSO4+5KNO3+K2SO4+3H2O