Билет Вещества, состоящие из атомов одного вида, называются простыми

Вид материала

Документы

Содержание I. Промышленные способы. II. Лабораторные способы Химические свойства Строение и физические свойства I. Кислотно-основные свойства II. Окислительно-восстановительные свойства. Физические свойства и медико-биологическое значение Получение (контактный способ) I. Кислотно-основные свойства II. Окислительно-восстановительные свойства. I. Промышленный способ II. Лабораторные способы. I. Кислотно-основные свойства. II. Окислительно-восстановительные свойства. Электронное строение Простое вещество Химические свойства Оксид углерода(II) –несолеобразующий оксид. I. Промышленные способы. I. Окислительно-восстановительные свойства. ... Полное содержание

Подобный материал:

• Реферат Ученицы 10-б сошенко Надежды Тема: Психоактивные вещества, 60.77kb.
• Реферат по органической химии тема: получение алканов,алкенов,алкинов, 194.91kb.
• 1. Три формы существования мира. Какие процессы называются информационными?, 1454.9kb.
• Тест по теме: «Строение и классификация органических соединений» Задания уровня, 1355.16kb.
• Строение вещества, 360.6kb.
• Ткани растений, 275.54kb.
• Молекулярно-кинетическая теория, 37.31kb.
• Молекулярно-кинетическая теория газов, 97.72kb.
• Молекулярная физика и термодинамика. Лекция №1 Молекулярно-кинетическая теория Основные, 10053.18kb.
•  Элементы квантовой механики и физики атомов, молекул, твердых тел, 156.85kb.

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 организмах. Благодаря высоким диэлектрической проницаемости и дипольному моменту вода - хороший растворитель.

Организмы животных и растений содержат от 50 до 90 % воды. Вода составляет 61 % от массы тела человека.


Химические свойства


I. Кислотно-основные свойства.

Вода является идеальным амфотерным соединением, т.к. при ее дисссоциации образуются ионы Н^ и ОН^:

Н₂О → H^ + OH^

Более правильно изображать диссоциацию воды иначе:

2H₂O → H₃O^ + OH^

ибо протон (Н^) вступает в донорно-акцепторное взаимодействие с молекулой воды, образуя ион гидроксония [Н₃О]^.

Вода  очень слабый электролит ( < 10^10). При взаимодействии с кислотными оксидами проявляет основные свойства:

SO₃ + H₂O  H₂SO₄

а с основными кислотные:

BaO + H₂O  Ba(OH)₂

II. Окислительно-восстановительные свойства.

Поскольку оба составляющих воду элемента находятся в очень устойчивых степенях окисления, такие реакции возможны только при участии сильных окислителей или восстановителей.

1) Окислительные свойства (за счет Н^):

а) с активными металлами (см. “Получение водорода”);

б) с малоактивными неметаллами:


C + H₂O  CO + H₂ (при высокой температуре)

Si + H₂O + 2NaOH  Na₂SiO₃ + 2H₂


в) с гидридами активных металлов:

СаН₂ + 2Н₂О  Са(ОН)₂ + 2Н₂

2) Восстановительные свойства (за счет О^2):

При взаимодействии со фтором происходит окисление кислорода:


2Н₂О +2F₂ →4HF +O₂

Билет 21.

Серная кислота


Физические свойства и медико-биологическое значение


Тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична. Хорошо растворяется в воде.

Соли серной кислоты широко используются в медицине: Na₂SO₄^.10H₂O (глауберова соль) и MgSO₄^.7H₂O (горькая соль)  как слабительное, CaSO₄^.2H₂O (гипс)  гипсовые повязки, CuSO₄^.5H₂O (медный купорос) вяжущее и антисептическое средство.


Получение (контактный способ)


1) Обжиг пирита:

4FeS₂ + 11O₂  8SO₂ + 2Fe₂O₃

2) Окисление сернистого газа в контактном аппарате:

2SO₂ + O₂ 2SO₃

3) Получение серной кислоты и олеума (раствор серного газа в концентрированной серной кислоте):

SO₃ + H₂O  H₂SO₄; SO₃ + H₂SO_4(конц.)  H₂S₂O₇ (олеум)


Химические свойства


I. Кислотно-основные свойства - сильная двухосновная кислота.

Дает кислые соли  гидросульфаты  и средние  сульфаты.


2H₂SO₄ + CaO  Ca(HSO₄)₂ + H₂O

H₂SO₄ + CaO  CaSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + Mg(OH)₂  MgSO₄ + 2H₂O

H₂SO₄ + BaCl₂  BaSO₄ + 2НСl

(последняя реакция является качественной реакцией на сульфат-ион)


II. Окислительно-восстановительные свойства.

1) В разбавленной серной кислоте окислителем является ион водорода, поэтому она взаимодействует только с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода:

2Al + 3H₂SO₄(разб.)  3H₂ + Al₂(SO₄)₃

2) В концентрированной кислоте окислителем является сера со степенью окисления +6. Неактивные металлы и неметаллы восстанавливают ее до SO₂, активные металлы - до H₂S (SO₂, S).

Металлы Fe, Al, Cr при обычной температуре пассивируются.


Cu + 2H₂SO₄(конц.)  SO₂ + CuSO₄ +2H₂O

4Zn + 5H₂SO₄(конц.)  H₂S + 4ZnSO₄ + 4H₂O

C + 2H₂SO₄(конц.)  2SO₂ + CO₂ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄(конц.)  3SO₂ + 2H₂O

2P + 5H₂SO₄(конц.)  5SO₂ + 2H₃PO₄ + 2H₂O


Концентрированная кислота обугливает органические соединения, например, сахарозу:

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂SO₄  12C + H₂SO₄^. nH₂O

Билет 24.

Аммиак


Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. Раствор аммиака в воде с концентрацией 310 % называется нашатырным спиртом, 1825 % - аммиачной водой.

В медицине используются и раствор аммиака, и его соли. Аммиак как местнораздражающее средство, для возбуждения сердечной деятельности и центра дыхания (нашатырный спирт). Хлорид аммония  диуретик и отхаркивающее средство. При взаимодействии с хлором аммиак образует монохлорамин (дезинфицирующее средство):

NH₃ + Cl₂  NH₂Cl + HCl

Получение


I. Промышленный способ (синтез Габера-Боша).

N₂ + 3H₂ → 2NH₃ H =  52 кДж/моль

Условия: t⁰  450 500 ⁰C, наиболее выгодное давление 350 атм, катализатор пористое железо, активированное K₂O, Al₂O₃ и др.


II. Лабораторные способы.

1) Взаимодействие солей аммония с сильными основаниями (качественная реакция на ион обнаружение запаха аммиака):

NH₄Cl + KOH  NH₃ + H₂O + KCl

2) Взаимодействие нитридов с водой:

Mg₃N₂ + 6H₂O  3Mg(OH)₂ + 2NH₃

III. В природе аммиак выделяется при гниении веществ белковой природы.


Химические свойства


I. Кислотно-основные свойства.

1) Слабое основание:

NH₃ + H₂O →NH₃ ^. H₂O → + OH^

NH₃ + HCl  NH₄Cl, NH₃ + H₃PO₄  NH₄H₂PO₄

2NH₄OH + CO₂  (NH₄)₂CO₃ + H₂O

2) Очень слабая кислота:

2NH_3(жидк.) + 2Na  2NaNH₂ + H₂

3) Лиганд (донор электронной пары) в комплексных соединениях:

4NH₃ + CuSO₄  [Cu(NH₃)₄]SO₄

II. Окислительно-восстановительные свойства.

Аммиак хороший восстановитель:

4NH₃ + 5O₂4NO + 6H₂O


4NH₃ + 3O₂ →2N₂ + 6H₂O

Билет 18.

УГЛЕРОД


Изотопы: ¹²С, ¹³С, ¹⁴С (радиоактивен, получается только искусственным путем).


Электронное строение: 1s²2s²2p².

Валентность: II, III, IV.

Степени окисления: 4, 3, 2, 1, 0, +1, +2, +3, +4.


В природе встречается как в свободном (алмаз, графит), так и в связанном состоянии (нефть, газ, каменный уголь, углекислый газ, карбонаты металлов). Главная составная часть органических веществ животных и растительных организмов.


Простое вещество


Имеет несколько аллотропных модификаций: две природные алмаз, графит, и две, полученные искусственным путем: карбин СССС, поликумулен СССС.


Получение


В промышленности нагреванием каменного угля, либо термическим разложением метана:

CH₄С + 2Н₂


Активированный уголь, используемый в медицине и военном деле в качестве адсорбента, получают нагреванием древесины без доступа воздуха.

Химические свойства


В обычных условиях инертен. При нагревании проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства (более характерны).

1) Окислительные свойства:

а) взаимодействие с водородом:

С + 2H₂  CH₄

б) взаимодействие с металлами с образованием карбидов:

3C + 4Al  Al₄C₃; 2C + Ca  CaC₂

2) Восстановительные свойства:

а) горение:

C + O₂  CO₂

б) восстановление металлов из их оксидов:

C + FeO  Fe + CO

в) восстанавление некоторых неметаллов:

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂2P + 5CO + 3CaSiO₃

г) восстановление оксида углерода(IV) до угарного газа:

C + CO₂  2CO

д) реакция с концентрированными серной и азотной кислотами:


С + 2Н₂SO_4(к) CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

С + 4HNO_3(к)  CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O


3) Диспропорционирование: 3C + CaO  CaC₂ + CO


Оксид углерода(II) –несолеобразующий оксид.


Бесцветный газ без запаха. Может взаимодействовать с гемоглобином крови, образуя карбоксигемоглобин, неспособный переносить кислород.


Получение


I. Промышленные способы.


2C + O₂ (недостаток)  2СО ; СO₂ + C  2CO

СH₄ + H₂OCO + 3H₂


Химические свойства


I. Окислительно-восстановительные свойства.

1) Восстановительные свойства (наиболее характерны):

а) восстанавливает металлы из их оксидов (см. получение железа).

б) горение:

2СО + О₂  2СО₂

в) при взаимодействии с хлором образует ядовитый газ фосген:

CO + Cl₂  COCl₂

2) Окислительные свойства:

CO + H₂ → C + H₂O

II. Кислотно-основные свойства.

Иногда относят к несолеобразующим оксидам, поскольку при обычных условиях с водой и щелочами не реагирует. Однако, в жестких условиях реагирует со щелочью, давая соль муравьиной кислоты формиат натрия:

CO + NaOHHCOONa

Таким образом, СО можно считать ангидридом муравьиной кислоты.


Оксид углерода(IV)


Бесцветный газ, тяжелее воздуха, относительно мало растворим в воде, не поддерживает горения и дыхания.

Смесь СО₂ (5 %) с кислородом или воздухом (карбоген) является средством для возбуждения дыхательного центра, применяется в медицине в случаях резкого угнетения дыхания. Используется также как охлаждающий агент (“сухой лед”).


Получение


I. Промышленные способы.

C + O₂CO₂ ; CaCO₃СaO + CO₂

C_nH_2n+2 +O₂nCO₂ + (n+1)H₂O


II. Лабораторные способы.

Действием кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:


CaCO₃+2HCl CaCl₂ + CO₂+ H₂O

NaHCO₃ + HClNaCl+CO₂+H₂O


III. Образование в природе.

1) Биологическое окисление (ферментативная реакция):

C₆H₁₂O₆ + 6O₂  6CO₂ + 6H₂O

2) Спиртовое брожение (ферментативная реакция):

C₆H₁₂O₆  2CO₂ + 2C₂H₅OH

Химические свойства


I. Кислотный оксид.

CO₂ + H₂O → CO₂ ^. H₂O → H₂CO₃

CO₂ + Na₂O  Na₂CO₃; CO₂ + 2NaOH  Na₂CO₃ + H₂O

Качественная реакция обнаружения (помутнение известковой воды):

Ca(OH)₂ + CO₂  CaCO₃ + H₂O

При пропускании избытка СО₂ осадок растворяется, и раствор снова становится прозрачным:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O  Ca(HCO₃)₂

II. Окислитель.

CO₂ + C  2CO ; CO₂ + H₂ →CO + H₂O ; СO₂ +2Mg  2MgO + C

6CO₂ + 6H₂OC₆H₁₂O₆ + 6O₂

(ферментативная реакция фотосинтеза)


Угольная кислота


Слабая двухосновная кислота, по второй ступени диссоциирует незначительно. Проявляет все свойства кислот. Неустойчива, существует только в разбавленных водных растворах:

H₂CO₃  CO₂ + H₂O


Соли угольной кислоты


Угольная кислота образует два ряда солей: средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты). Из карбонатов в воде растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония.

Питьевая сода - NaHCO₃ - применяется в медицине при болезнях, связанных с нарушением кислотно-основного равновесия; CaCO₃ (мел, известняк, мрамор) используется в зубных порошках, пастах.


Получение


1) Получение гидрокарбонатов:

NaOH + CO₂  NaHCO₃ ; Na₂CO₃ + H₂O + CO₂  2NaHCO₃

2) Получение карбонатов:

CO₂ + 2NaOH  Na₂CO₃ + H₂O

Химические свойства


1) Разложение сильными или нелетучими кислотами:

BaCO₃ + 2HCl  BaCl₂ + CO₂ + H₂O

Очень слабые кислоты (борная, кремниевая) разлагают карбонаты только при прокаливании.

2) Термическое разложение:

а) карбонаты всех металлов, кроме щелочных:



б) карбонаты щелочных металлов разлагаются только при добавлении термостойкой кислоты или ее ангидрида (см. получение стекла).

в) гидрокарбонаты:



Билет 16.

СЕРА


Изотопы серы: ³²S (95 %), ³³S, ³⁴S, ³⁶S.

Электронное строение атома: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴.

Валентность: II, IV, VI.

Степени окисления: 2, 1, 0, (+2), +4, +6.


Входит в состав белков (аминокислоты цистеин и цистин образуют дисульфидные мостики, определяющие пространственное строение белков).

Простое вещество


Аллотропные модификации серы: ромбическая (), моноклинная (), пластическая. Сера - желтое твердое вещество, нерастворимое в воде. Образует зигзагообразные цепи S_n (n1000). Наиболее устойчивое состояние серы S₈ (циклическое соединение).

В природе встречается в виде самородной серы S и соединений: FeS₂ (пирит), ZnS, PbS, HgS, CaSO₄^.2H₂O (гипс), Na₂SO₄^.10H₂O (глауберова соль), MgSO₄^.7H₂O (горькая соль).


Химические свойства


Образует соединения со многими элементами, проявляя свойства как окислителя, так и восстановителя.

1) Взаимодействие с простыми веществами:

S + O₂ SO₂ ; S + H₂ H₂S ; S + FeFeS

3S + 2PP₂S₃; 2S + CCS₂; 2S + Cl₂ S₂Cl₂


2) Взаимодействие с кислотами:


S + 2H₂SO₄ (конц.) 3SO₂ + 2H₂O

S + 2HNO₃ (pазб.) 2NO + H₂SO₄

S + 6HNO₃ (конц.) 6NO₂ + H₂SO₄ + 2H₂O


3) Взаимодействие со щелочами (диспропорционирование):

3S + 6KOH 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O


Oксид серы(IV), cернистый газ


Физические свойства


Бесцветный газ с резким запахом, ядовит.


Химические свойства


I. Кислотно-основные свойства ангидрид сернистой кислоты.


SO₂ + H₂O →H₂SO₃

SO₂ + CaO  CaSO₃

SO₂ + NaOH  NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH  Na₂SO₃ + H₂O


II. Окислительно-восстановительные свойства: окислитель (а) и восстановитель (б, в): S⁰  S^4  S^6


а) SO₂ + 2H₂S  3S⁰ + 2H₂O

б) 2SO₂ + O₂2SO₃

в) 5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O  K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄


Оксид серы(VI), cерный газ


Физические свойства


Бесцветная жидкость, хорошо поглощает влагу.


Получение


Каталитическое окисление сернистого газа (см. выше).


Химические свойства


Кислотный оксид, ангидрид серной кислоты:


SO₃ + H₂O  H₂SO₄ ; SO₃ + CaO  CaSO₄

SO₃ + KOH  KHSO₄

SO₃ + 2KOH  K₂SO₄ + H₂O