Шпаргалка по "Химии"

Нитрит — соль азотистой кислоты HNO₂. Нитриты термически менее устойчивы, чем нитраты. Примеры:Нитрит натрия NaNO2;    Азотистая кислота HNO2 

17. Оксид азота 5 (N2O5) N2O5-белое,кристаллич в-во, неустойчив,ядовит.проявл-ет все св-ва д\кислотн оксидов    Получ-е: 1) Путём дегидратации азотной кислоты HNO₃ с помощью P₂O₅: HNO3+P2O5=HPO3+N2O5;   12HNO3+P4O10=4H3PO4+6N2O5;    2) Пропуская сухой хлор над сухим нитратом серебра:4AgNO3+2Cl2=4AgCl+N2O5+O2;

3) Путём взаимодействия оксида азота(IV) с озоном: 2NO2+O3=N2O5+O2  типичн кислотн оксид,при раств в водеàазотн к-та . Хим св-ва N₂O₅ легко летуч. Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин:2N2O5à4NO2+O2;   Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):N2O5+H2O=2HNO3;    Растворяется в щелочах с образованием нитратов: N2O5+2NaOH=2NaNO3+H2O

Азотная к-та HNO3 Окислит св-вами обладает только азотная к-та 80-85%-дымящая(ок-ет люб в-ва); 63-65%-конц;  33-35%-крепкая(разбавленная 1:1); 3-5%-разбавленная.Получ-е: 4NH3+5O2(Pt)à4NO+6H2O;  2NO+O2à2NO2;   2NO2+H2O+O2=HNO3 промышл:1)каталитич ок-е аммиака;2)ок-е оксида азота(2) до ок-я азота(4); 3) абсорбция оксида азота(4) водой.      Конц азотн к-та получ-ся ректификацией(перегонкой) водн р-ра азотн к-ты с водоотнимающ ср-вом(конц серная к-та);   Оч сильн к-та люб конц-ции HNO3- сильн ок-ль. 
 

C10H16+HNO3(k)=CO2+NO2+Q(сильн экзотермич)        Строение HNO3-плоское.тк валентность N max 4àсвязь полуторная Хим св-ва Хорошо раств-ся и смеш-ся в люб кол-ве с водой,типичн кислотн св-ва. НИКОГДА НЕ ВЫД-СЯ H2,при люб р-циях.      Cu+HNO3(k)=NO2+Cu(NO3)2+H2O;   Cu+ HNO3(крепк)=NO…;   Fe+HNO3(крепк)=N2O(N2)+Fe(NO3)3+H2O;   Mg+ HNO3(k)=NO2+Mg(NO3)2+H2O;   Mg+ HNO3(разб 3-5%)=сначала выд-ся атомарный водород,но реагир-я с HNO3àNH4NO3+Mg(NO3)2+H2O;       Al,Fe,Cr-пассивируются конц HNO3 на холоду

Смесь 3HCl+HNO3àNOCl+Cl2+2H2O царская водка;   за счет выд-я Cl2 раств-ет Au;Ag      Au+3HCl+HNO3=HAuCl4+NO+H2O;    Pt+3HCl+HNO3=H2[PtCl6]+NO+H2O

Нитраты HNO₃ — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO₃ на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.

Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения(термолиз) определяются катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее  магния:

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

4Al(NO₃)₃ = 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂

г) нитрат аммония:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

Нитраты в водных растворах практически не проявляют  окислительных свойств, но при высокой  температуре в твердом состоянии  нитраты — сильные окислители, например:

Fe + 3KNO₃ + 2KOH = K₂FeO₄ + 3KNO₂ + H₂O — при сплавлении твердых веществ.

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH₃: 3KNO3+8Al+5KOH+18H2O=3NH3+8K[Al(OH)4] 

18.   Углерод C-электрон аналог:кремний,германий, олово, свинец.  ns2np2      как и д\элементов 6 и 5 гр гл подгр сверху вниз стабилизир-ся низш положит степень ок-я +2; сниж-ся устойч-сть соед-я в ст ок-я +4. CO2-кислотн оксид   

Уникальность-удачн  соч-ся размер атома и электрон конфигур-ция. На 4х гибридных орбиталях sp3 нах-ся 4еà все 4 орбитали равноценны,располож-ы под углом 109^оС, ф-ма тетраэдра и е расположеные на них max удалены др от др. Все это обуславлив-ет сущ-е оч прчн одинарных,двойных,тройных связей. Тем самым могут сущ-ть и длинные полимерные цепи из атомов С включ все три типа связи. Продукты горения - углерода оксид СО и диоксид CO2.

Аллотропные модификации-алмаз,аморфный углерод,карбин,графит,фулерен, лонсдейлит

Кристаллич структура  алмаза- кубич,атомы С в вершине тетраэдра,сам тверд в-во,t плавл =3000, высок коэф приломления,в парах сущ-ет двухатомн мол-ла С2.

Графит облад-ет слоистой структурой,в слоях нах-ся 6тичленные кольца из атомов С,котор связаны м\ду собой,tплавл=4400. 

Все модификации  облад-ют оч больш удельн поверхн-ю=20-30м²\г. Высокая абсорбционная способность

Св-ва инертное в-во,при н.у. взаим с F образуя CF4. При нагрев-и -активное в-во   >600^oC-CO2;  >900^oC-CS2;  >1400^oC-C2H4;   >1500^oC-C2H2

При нагрев с Ме:Fe3C;Al4C3;Cr3C2;      Важна в пром-сти р-ция углерода с водяным паром С + H2O=СО + H2. При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов, что широко используется в металлургии.  С + О2 (t)= СО2 + 94 ккал( углекислый газ) 
 

Оксид углерода 2(CO)   угарный газ,б\цв,б\запаха. Оч прочн мол-ла. Порядок заполн-я молекулярн орбит 1:1, е-ны в CO распр-ся так же как в мол-ле N2 в АО.неподелен углеродн пара полярн мол-ла(электростатич связь)

наличие непод электрон пары в CO следует образов-е карбонилов Ме

Получ-е  в пром-ти: если над раскаленн углем пропускать углекисл газ. Состав реакционн смеси состоит из сл в-тв: (CO 25%,  N2 70%, CO2 5%)-генераторный газ

Если над раскаленным  углем пропускать пары воды при 1000 град и след смесь газов: CO 40%; CO2 5%; H2 50%; N2 5%.   CO₂ + C ↔ 2CO↑;   2C + O₂ → 2CO; 

В лаб  HCOOHàt(H2SO4)=CO+H2O; HCOOH + ClSO₃H → H₂SO₄ + HCl + CO↑;  H₂C₂O₄→(t,H₂SO₄)CO↑ + CO₂↑ + H₂O;     HOOC-COOHàt(H2SO4)=CO+CO2+H2O

Оксид углерода-ядовит газ. Смесь CO+кислород=взрывающ смесь(горит в кислороде голуб пламенем.

Хим св-ва  CO + 2Mg = 2MgO + C;    2[Ag(NH3)2]OH+CO=2Ag+(NH4)2CO3+2NH3;    PdCl2+CO+H2O=Pd+Cl2+2HCl;   CO+O2=CO2;    CO+Cl2à(активир уголь)COCl2(фосфин);   Восстанавливает SO₂:SO₂ + 2CO → 2CO₂ + S;   Реакцией с аммиаком при высоких температурах можно получить важное для промышленности соединение — циановодород HCN. Реакция идёт в присутствии катализатора (оксид тория ThO₂) по уравнению: CO + NH₃ → H₂O + HCN.

CO-несолеобразующ оксид,не взаим с H2O и щелочами. При взаим с Ме :1)одноядерные соед-я:  Ni+4CO=Ni(CO)4;  Fe+5CO=Fe(CO)5;   2)двуядерные соед-я(Ме свяан м\ду собой): Co2(CO)8; Mn2(CO)10

  

Оксид углерода 4 (CO2)-диоксид углерода. Легкосжижающ газ. CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2+H2O; CO2- не ядовит, Молекула О = С = О линейна,неполярн ,плохо раств-ся в воде.

При растворении  в воде образует угольную кислоту(H2CO3). Реагирует со щёлочами с образованием карбонатов(с анионом СО₃²⁻) и гидрокарбонатов(с анионом НСО₃⁻).CO2-кислотн оксид(взаим-ет с щелочами,солями)термич устойчив св-ва,не поддержив-т горение,но способен разлогать оксиды(отнимать кислород)   Mg+CO2=MgO+C+Q;   P4+CO2=2P2O5+C+Q;  CO2+NH3(р-р)=(NH4)2CO3;   NH3+CO2(газ)=NH4COONH2à(150 град,древесн уголь)=CO(NH2)2+H2O;   Li2CO3à(700 град)=Li2O+CO2 
 
 
 

19. H2CO3-угольная к-та    Н2 СО3 дает два ряда солей: средние (с анионом СО3 ) и кислые (с анионом НСО3 ). Первые - карбонаты, вторые – бикарбонаты. Подобно самим анионам угольной– кислоты, большинство ее солей бесцветно. Из карбонатов растворимы только соли Na+, K+и NH4 +. В результате значительного гидролиза растворы их показывают щелочную реакцию.  Под действием сильных кислот все карбонаты легко разлагаются с образованием соли сильной кислоты, воды и углекислого газа. Наиболее практически важны Na2 CO3 (сода), К2 СО3 (поташ) и СаСО3 (известняк, мел, мрамор). Все бикарбонаты в воде растворимы. Наиболее важной кислой солью угольной кислоты является NaHCO3 («двууглекислая», или «питьевая», сода). Гидролиз ее при обычных условиях незначителен, но при нагревании заметно увеличивается. Сильными кислотами бикарбонаты разлагаются аналогично карбонатам, например, по реакции: 2NaHCO3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + 2CO2 + 2H2 O

Содержащийся в  карбонатах ион СО3 2– имеет структуру  равностороннего треугольника с  атомом С в центре . Кроме углекислого газа, характерным для С окислом является окись углерода (СО). Она образуется в тех случаях, когда сгорание углерода или его соединений идет при недостатке кислорода. Чаще всего она получается:СО2 + С(раскаленный уголь) + 41 ккал = 2СО

2СО + О2 = 2СО2 + 135 ккал   Взаимодействие СО с хлором по уравнению: CO + Cl2 < = > COCl2 + 27 ккал     СОСl2 + 2Н2 О = Н2 СО3 + 2НСl

Получ-е: образуется при растворении в воде диоксида углерода:CO2+H2OàCO2*H2OàH2CO3;  

Также угольная кислота  образуется при взаимодействии её солей (карбонатов и гидрокарбонатов) с  более сильной кислотой. При этом бо́льшая часть образовавшейся угольной кислоты, как правило, разлагается на воду и диоксид углерода:Na2CO3+2HClà2NaCl+H2CO3

Хим св-ва: Угольная кислота вступает в реакции нейтрализации с растворами оснований, образуя средние и кислые соли — карбонаты и гидрокарбонаты соответственно:

H2CO3+2NaOH(конц)àNa2CO3+2H2O;   H2CO3+NaOH(разб)àNaHCO3+H2O;  H2CO3+Ca(OH)2àCaCO3+2H2O;  H2CO3+NH3*H2OàNH4HCO3+H2O

При взаимодействии угольной кислоты с карбонатами  образуются гидрокарбонаты:

H2CO3+Na2CO3à2NaHCO3;    H2CO3+CaCO3àCa(HCO3)2 

20. Ме: все s,d,f и часть p-элементов,от неМе котор располож в прав верхн углу-Ме отделяет диагональ от Bдо At. У всех от 1го до 3х e на внешн ур-не,и больш кол-во свободн орбиталей по котор e могут свободно перем-ся. В группах главн подгр сверху вниз Ме св-ва увелич-ся,в периоде уменьш-ся.у всех имеется кристаллич решетка. Энергия металич связи в десятки раз меньше энерг ков связи. В Ме утрачив-ся связь с отдельн атомами.   Me проводят эл ток,пластичны, прокат-ся в листы,в проволоку имеют Ме блеск.

К лучш проводникам  -серебро,медь,аллюминий

Единств из жидких Ме-ртуть   Резк различ в t плавлМе -то что различн прочность(энергия хим связи м\ду атомами в Ме)энергию оценивают по величине энергии атомизации Me(Еат)-та энергия,котор затрачив-ся при расспаде Ме на атомы ВЫВОД:чем > Eат,тем >t плавл Ме  ОБЩ СВ-ВА:качеств обнаруж-е соед щелочн и щелочнозем Ме;

ХИМ СВ-ВА Ме-восстановители-гл св-во Ме⁰-ne->Meⁿ⁺

2Na+2H2O=2NaOH+H2                  Zn+2HCl=ZnCl2+H2

2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2

Zn+2NaOHтв=Na2ZnO2+H2          Cu+2H2SO4(k)=CuSO4+SO2+H2O

Fe+CuSO4(k\t)=Cu+FeSO4      Zn+Pb(CH3COO)2=Pb+Zn(CH3COO)2

Fe2O3+2Al=2Fe+Al2O3   Если Ме поместить в р-р соли то пойдет р-ция вытеснения CrCl3+3NaOH=Cr(OH)3+3NaCl

Гидроксиды щелочн и щелочнозем Ме хорошо раств-мы в  воде.Cr(OH)3+3HCl=CrCl3+3H2O      Cr(OH)3+3NaOH=Na3[Cr(OH)6]

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4  Cu(OH)2+2NaOH=Na2[Cu(OH)4]

Cu(OH)2=CuO+H2O  ПОЛУЧ-Е в пром-ти -чаще всего пр-сом восстановления,тк больш-во Ме встреч-ся в окисленном сост-нии. Пр-сс восст-я произведен как химич путем,так и электрохимич  В кач-ве восстановит в пром-ти использ-т уголь,СО,РH2,Mg,Al,Ca