|
|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/НН
|
|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 |
|гидрОх-в некоторых переходных Ме переходят в |частиц. 2. Обеззараживание –
удаление |
|нер-римые соед, выпадают в осадок: O2 + |болезнетворн. микробов и вирусов,
осущ. |
|4Fe(OH)2(суспензия) (4FeO(OH) + 2H2O, |хлорированием, озонированием или
УФ облуч. |
|O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O ( 4Cr(OH)3. Кислород |Хлорир Н2О жидким или газообр Cl2.
3. |
|ускоряет взаимодействие с Ме кислот: O2 + |Умягчение – уменьшение содержания
ионов Ca2+,|
|H2SO4 + Pb ( PbSO4 + H2O2. Под действием |Mg2+, т.е. снижение ее
жесткости.Общ |
|кислорода р-ры некоторых веществ в кислотах и|жесткость – сумма концентраций
ионов Са и Мг.|
|щелочах образуют комплексы: O2 + 4H2O + |Общ жестк = карбонатная
(временная, удал. |
|2TiCl3 + 2HCl ( H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2], O2 + |кипяч) и некарбонатной – пост.
Врем. |
|2Co(NO3)2 + 10(NH3ЧH2O) ( [Co2(NH3)10(m |жесткость опред-ся наличием в воде
|
|-O22—)(NO3)4] + 10 H2O. 3.При пропускании |гидрокарбонатов Са и Мг, кот при
кипяч разлаг|
|через кислород электрических разрядов |с выдел СО2.
Са(НСО3)2(CaCO3+H2O+CO2, |
|молекулярный кислород переходит в более |Mg(HCO3)2(Mg(OH)2+2CO2. Пост.
жестк связана с|
|активный атомарный: O2 ( 2O. |присутст в Н2О сульфатов,
хлоридов, силикатов|
|Атомарный кислород способен соединятся в |и фосфатов Са и Мг. 4.
Стабилизация – |
|аллотропную модификацию кислорода озон: |обработка Са (ОН)2 и Na2CO3
д/насыщ Н2О |
| |СаСО3. 5. Опреснение и
обессоливание 6 |
|3O2 (2O3. |Обескремнивание 7 дегозация.
|
| |
|
|16.Н2О2, его строение и получ. Кислотные, |22. Соед ГВ с О2. Все соед ГВ с О2
неуст, не |
|окислит. и восстановит. св-ва. Н2О2 – |получ при непоср взаимод ГВ с О2,
могут быть |
|бесцветная сиропообразная жидкость |получ только косвенным путем, так
как они все|
|плотн=1,45г/см3. Непрочное вещ-во, способн. |характер +знач станд энергии
Гиббса. Наиб уст|
|разлагаться со взрывом на Н2О и О2, при этом |– соли кислородн кислот, наименее-
Ох-ы и |
|выдел большое ко-во Q(197,5Дж). Н2О2 получ. в|к-ты. OF2 (2NaOH+2F2(NaF+OF2+H2O)
– |
|кач-ве промеж. продукта при горении Н2, но |сильнейший окислитель –
светло-желтый газ, не|
|разлагается на Н2О И О2 из-за т. Получ. при |раств в Н2О, не реаг с Н2О.
Тпл=-2240, |
|действии атомарного Н2 на О2. В промышл. |Ткип=-1450. Молекула ОF2 имеет
угловое |
|Н2О2получ. электрохимич методами (анодным |строение. Ох-ы Cl : 2HgO+Cl2(
|
|окисл. раст-ров Н2SO4 с посл. гидролизом |Cl+Hg-O-Hg-Cl+Cl2O;
2KClO3+C2H2O4+H2SO4( |
|образ при этом пероксодвусерной к-ты Н2S2О8: |K2SO4+ 2CO2+ 2ClO2+ 2H2O;
|
|2H2SO4(H2S2O8+2H++2e-, |2ClO2+2O3(Cl2O6+2O2;
|
|H2S2H8+2H2O(2H2SO4+H2O2). В молек. Н2О2 атомы|4HClO4+P4O10(2Cl2O7+4HPO3.
|
|Н ковалентно связаны с атомами О, между кот. |23. Кислородосорержацие к-ты Cl,
Br, I. |
|осущ. простая связь. Строение: Н-О-О-Н. |Сопоставление их кислотных и
восстановит |
|Молекулы обладают большой полярностью. В Н2О|св-в. Ох-ы Г явл ангидридами
соответст. |
|раст-ре под влиян полярн молекул Н2О Н2О2 |кислород-содерж кисл:
HClO(хлорноватистая) |
|может обладать кислотными св-вами. Н2О2 – оч.|HBrO(бромноватистая) HIO
(иодноватистая); |
|слабая двухосновная к-та, в Н2О р-ре распад |соли: гипо Cl, Br, I иты.HClO2 –
хлористая |
|на ионы Н+ и НО2-. Диссоц по второй ступени |(…иты), HCl(Br, I)O3 – хлор (бром.
иод) |
|практич не протекаеь. Она подавл присутсв |новатая (..аты). HCl(Br,I)O4 –
хлор, бром, |
|Н2О, однако при связывании ионов Н+ (напр |иодная (пер..аты). Кисл св-ва в
ряду НГО, |
|щелочью) диссоц. по 2-й ступени идет. Соли |НГО2, НГО3, НГО4 усиливаются,
окисл – |
|Н2О2 наз. перекисями, сост-ят из +зар ионов |ослабевают.
|
|Ме и отр зар ионов О22-. Н2О2 обл св-вами как|24. Кислородосодержащие к-ты хлора
и их соли.|
|окисл. так и восстан, т.к. СО О2 в Н2О2 = -1.|HOCl – хлорноватистая, слабая к-та
|
|Все же Н2О2хар-ны окисл. св-ва. Н2О2 окисл |(гипохлориты), распадается даже в
разб р-ре, |
|вещ-ва с (0 < 1.776B, восстанавл с (0>0,682.|сильный окисл – р-ры солей к-ты
прим для |
|Окислитель: KNO2+H2O2(KNO3+H2O. Восстан. |беления. Наиб важные из солей:
хлорная |
|Ag2O+H2O2(2Ag+H2O+O2. |известь – белый порошок с резким
запахом, |
|17. Общ характеристика элементов VIIA гр |сильный окислиткль (Са([pic])
(отбелив, |
|таблицы М (ТМ). СО галогенов. Нахождение в |дезинф): Cl2 + Ca (OH)2 ( CaOCl2 +
Н2О. |
|природе. В переводе «рождающие соли». Фтор в |Men+(ClO4)n перхлораты – один из
наиб сильных|
|соедх всегда имеет СО -1, остальные проявляют|безН2О окисл. НСlО3 – хлорноватая
к-та |
|СО от -1 до +7. Почти все соедин Г |(хлораты) – водн р-р с конц не
выше 50%, |
|соответствуют нечетным СО, что обусловлено |сильная к-та и окислит. У хлоратов
окисл |
|возможностью последовательного возбуждения e |св-ва выражены в р-ре слаюо,
большинство |
|в атомах элементов на d-подуровень, что |хорошо раств в Н2О – ядовиты.
КСlО3 – |
|приводит к увеличению числа е до 3, 5, 7.На |бертолетовая соль примен в
артиллер деле для |
|внешнем электронном слое имеют 7 е (2s5p). В |устр-ва запалов, так как с разл
горюч в-вами |
|природе находятся исключительно в связанном |взрывается при ударе. , в
пиротехнике, |
|сос-нии, - гл. обр. в виде Г-водородных |спички. Хлорная к-та (перхлораты)
HClO4 – |
|кислот. F (6(10-2%) – плавиковый шпат (мин) |бесцветн, дымящая на возд жидкость
|
|CaF2, криолит Na3AlF6 и фторапатит |(получается действ конц H2SO4 на
KClO4), |
|Ca5F(PO4)3. Cl – поваренная соль (море, |безН2О – малоустойчива,
взрывоопасная, ее Н2О|
|океан), карналлит KCl(MgCl2(6H2O, сильвин |р-ры устойчивы. Оксисл с-ва
слабее, кисл |
|KCl. Br – в виде солей калия, натрия, магния.|сильнее – самая сильная из вскъ
изв к-т. |
|Бромды Ме содержаться в морской воде, в |25. Дифториды Ме. Почти все
дифториды имеют |
|подземных рассолах, в Н2Ох озер. Иод – |структуру флюорита или рутила.
Щеме, свинец,|
|подземные буровые Н2О, водоросли, в виде |железо загор в АТС фтора, на нек
ме(Cu, Ni) |
|солей калия – иодат KIO3, периодат KIO4. |при низк Т ф не действ, но при
нагрев р-рует |
|18. Простые вещ-ва F2, Cl2, Br2, I2. Методы |со всеми. CaF2 – мин. плавиковый
шпат. |
|их получения и св-ва. F2: 1) F (с гр. |26. Комлексные соед Г. Многие
комплексные Г |
|«разрушающий»). Малые размеры и отсутствие |Ме гидролиз, это особ хар-но
д/соедин с |
|д-подуровня придают эл-ту ряд отличит. св-в.|высшими СО Ме. Фсе комплексные
фторо-кислоты |
|Фтор – наиб электроотрицательный эл-т из |–сильные. Известно немгного
комплексов, в |
|всех. 2) Получают электролизом расплава KF(HF|кот центром координации явл анион
– это |
|при 2500 и KF(2HF (1000) с медным или |полигалогены, содерж анионы
[I(xI2]- (x(1;40)|
|стальным катодом и угольным анодом в медн. |или [Br(xBr2]- (x(1;2)
|
|или стальных электрлизерах. 3) Светло-желый |
|
|газ с резким оч. неприятным запахом. |
|
|Тпл=-2190С, Ткип=-1830С. Сильнейший |
|
|окислитель, в его атм горят почти все вещ-ва.|
|
|С пр. вещвами обр-ет фториды: S+3F2=SF6. При |
|
|обычных усл не реагирует только с О, N, He, |
|
|Ne, Ar. Из Ме наиб уст никель за счет |
|
|пассивации. Реакции фтора с Н2-содержащими |
|
|вещ-вами сопровожд. образ HF: |
|
|2Н2О+2F2=4HF+O2. С Н2 реагир со взрывом и в |
|
|темноте. Cl-газ, Br-жидкость (единств из |
|
|Нем), иод – твердое в-во. В виде прост вещ-в |
|
|Г образ молекулы Э2, хорошо р-рим в орган |
|
|раств-лях., р-рим в воде. Хар-ны св-ва |
|
|окислителей, р-руют с Н2, образ |
|
|галогеноводороды, явл. газами, хорошо раств в|
|
|воде – сильные к-ты. Почти все способы |
|
|получения Г сводятся к окисл их ионов, при |
|
|помощи окислителей или под действием тока. Cl|
|
|– электролиз водн рас-ров NaCl или |
|
|К(катод)Сl(анод), в лаб – действ окисл на |
|
|НСl. Br, I – окислением НВr и HI, в пром – из|
|
|бромидов и иодидов, дейтв на р-ры Cl. |
|
|19. Взаимодействие Г с Н2О и щелочами. 1)При |27. Сероводород, получ, строение и
свойства. |
|взаим с Н2О Cl образуются HCl и НОСl – |Сульфиды, методы их получения и
св-ва. |
|хлорноватиствая к-та.2) Фтор: При |Р-римость и гидролиз сульфидов.
H2S – |
|пропускании фтора через охлажд 2% рас-р NaOH |халькогенводород – ядовитый газ с
оч. |
|образуется OF2: 2F2+2NaOH=2NaF+H2O+OF2. В |неприятным запахом тухлых яиц.
Получают в |
|горячей концентрированной щелочи реак с |аппаратах Кита:
FeS+HCl(FeCl2+H2S^. Tкип= - |
|фтором протекает так: |60,3, Тпл= - 85,6. На воздухе H2S
горит |
|2F2(г)+4ОН-(водн)=4F-(водн)+О2+Н2О. Фтор |голубоватым пламенем: 2H2S+3О2 (
2Н2О+2SO2. |
|реагирует с холодной Н2О, образуя |H2S легко воспламеним. H2S (к-та)
сильнейший |
|фтороводород и кислород: 2F2+2H2O=4HF+O2. 4) |восстановитель. Встречается в
природе в |
|Бром и иод диспропорционируют в воде |вулканич. газах и в Н2Ох мин ист.
Средние |
|аналогичным Cl образом, но степень |соли H2S к-ты (водн. р-р
H2S-слабая) – |
|диспропорционирования в воде уменьшается от |сульфиды, большинство нераств в
воде, |
|хлора к иоду. Хлор, бром и иод |некоторые нераств в воде, р-римы в
к-тах. |
|диспропорционируют также в щелочах. Например,|Сульфиды можно получить
непосредственным |
|в холодной разбавленной щелочи бром |соед S с Ме: Fe+S(FeS+100.4кДж,
действуя H2S |
|диспропорционирует на бромид-ионы и |на р-р. в Н2О соли соотв Ме:
|
|гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы): |СuSO4+H2S(CuS+H2SO4. Сульфиды,
р-рим в Н2О |
|Br2+2OH(Br-+BrO-+H2O При взаимодействии брома|немогут быть получены из солей
соотв Ме. При|
|с горячими концентрированными щелочами |взаимодействии S с сульфидами Ме
образ |
|диспропорционирование протекает дальше: |полисульфиды: Na2S+S(Na2Sn(n(2-8).
Сульфиды |
|3BrO-(водн. гипобромат-ион)(2Br -(водн. |подвергаются гидролизу:
Na2S+H2O(NaHS+NaOH |
|бромат-ион)+ BrO3- (водн. бромат (5)ион) |(S2-+H2O(HS-+OH). Различия в раств
сульфидов |
|Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже|исп в аналит. химии для посл осажд
Ме из |
|в холодных разбавленных щелочах. Он |р-ров.
|
|самопроизвольно диспропорционирует с |28. Полусульфиды. Селениды
|
