- •1. Соединения галогенов в положительной степени окисления. Получение и химические свойства.
- •Экзаменационный билет № 2
- •Экзаменационный билет № 3
- •1. Состояния вещества. Основные и промежуточные агрегатные состояния. Особенности взаимодействия и упорядоченности частиц в каждом из этих состояний.
- •Билет 4.
- •Билет 5
- •1.Периодический закон д.И. Менделеева. Связь местонахождения элемента в периодической системе с электронной структурой его атома. Периодичность изменения свойств элементов
- •Билет 6.
- •Экзаменационный билет № 7
- •1. Ковалентная связь, ее свойства и основные характеристики. Метод валентных связей. Полярность связи и полярность молекул в целом. S- и p-Связи. Кратность связи.
- •Экзаменационный билет № 8
- •1. Ионная связь, ее свойства. Ионные кристаллические решетки и свойства веществ с ионной кристаллической решеткой.
- •1. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Кристаллизация веществ из растворов: закономерности, использование для очистки соединений и разделения смесей. Растворимость газов.
- •Насыщенные,ненасыщенные,пересыщенные.
- •Билет 11.
- •1. Орг. И неорган. Растворители, их применение, физико-хим. Характеристики и сольватационные свойства.
- •Билет 12
- •1. Состав и строение молекул воды. Полярность молекул. Водородная связь. Ассоциации молекул воды. Аномалии воды, их объяснение. Роль воды в биологических процессах.
- •Билет 13
- •1.Основные положения тэд. Причины и механизмы тэд с различным типом химической связи. Сольватация (гидратация) ионов.
- •1.Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Истинная и кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности. Константа диссоциации.
- •Α зависит от с: при разбавлении α увеличивается, но Ки не зависит от с: чем больше Ки, тем легче эд.
- •Число образовавшихся ионов равно числу распавшихся на ионы молекул электролита
- •Соли сильного основания и слабой кислоты, kno2
- •Соли слабого основания и сильной кислоты nh4Cl
- •Соли слабого основания и слабой кислоты nh4cn.
- •Билет 15.
- •1.Способы выражения состава растворов.
- •Билет 16
- •1. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури. Понятие о кислотах и основаниях Льюиса.
- •Экзаменационный билет № 17
- •Экзаменационный билет № 19
- •1. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Методы расстановки коэффициентов.
- •Метод электронного баланса
- •Ионно-электронный метод (для водных растворов) Экзаменационный билет № 20
- •1. Электродный потенциал. Понятие о гальваническом элементе. Уравнение Нернста. Роль среды в протекании окислительно-восстановительных процессов.
- •Экзаменационный билет № 21
- •2. Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
- •3. Качественной реакцией на карбонаты и гидрокарбонаты является их взаимодействие с растворами кислот:
- •Экзаменационный билет № 22
- •1. Сера, ее аллотропные модификации. Бинарные соединения серы, их получение и строение молекул. Сера, ее аллотропные модификации.
- •3. В лаборатории: t
- •Экзаменационный билет № 23
- •1. Серная кислота, строение молекул, получение. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты (реакции с металлами и неметаллами).
- •Экзаменационный билет № 24
- •1. Азотная и азотистая кислота, их соли: строение и получение. Химические свойства разбавленной и концентрированной азотной кислоты (реакции с металлами и неметаллами), нитратов и нитритов.
- •4)Растворяет Au и Pt в царской водке(см hcl и hno3)
- •5) Окисляет сложные в-ва:
- •Экзаменационный билет № 25
- •1. Азот, его бинарные соединения, их получение и строение молекул. Получение и свойства аммиака. Представление об азотных удобрениях.
- •Экзаменационный билет № 26
- •1. Фосфор его аллотропные модификации. Бинарные соединения фосфора, их получение и строение молекул.
- •3.Черный – похож на графит, является полупроводником. По своей структуре неорганический полимер.
- •2. Оксид фосфора 5 или фосфорный ангидрид – белый гигроскопический порошок без запаха. Хим.Св-ва: типичный кислотный оксид. При растворении в воде гидротируется с образованием следующих кислот:
- •Экзаменационный билет № 27
- •Экзаменационный билет № 28
- •1. Галогены, их бинарные соединения. Особые свойства фтора и его соединений. Галогенводородные кислоты и их соли. Биологическая роль галогенов.
- •Экзаменационный билет № 29
- •1. Металлы групп iа и iiа: простые вещества, их реакционная способность. Строение, свойства и биологическая роль соединений щелочных и щелочноземельных металлов.
- •Экзаменационный билет № 34
- •1. Металлы групп iiiа-ivа: простые вещества, их реакционная способность. Строение и свойства их бинарных соединений и гидроксидов.
Экзаменационный билет № 25
1. Азот, его бинарные соединения, их получение и строение молекул. Получение и свойства аммиака. Представление об азотных удобрениях.
Нахождение в природе. Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе объемная доля его составляет 78,09%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%.
Получение. В технике азот получают из жидкого воздуха. Как известно, воздух — это смесь газов, главным образом азота и кислорода. Для получения азота воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода. Полученный таким образом азот содержит примеси благородных газов (преимущественно аргона). Чистый азот можно получить в лабораторных условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
В молекуле азота имеется одна сигма-связь и две пи-связи, всего три связи.
Физические свойства. Азот — газ без цвета, запаха и вкуса, легче воздуха. Растворимость в воде меньше, чем у кислорода. Поэтому в воздухе, растворенном в воде, содержание кислорода по отношению к азоту больше, чем в атмосфере. Малая растворимость азота в воде, а также его очень низкая температура кипения объясняются весьма слабыми межмолекулярными взаимодействиями как между молекулами азота и воды, так и между молекулами азота.
Химические свойства.
окислитель |
восстановитель |
При комнатной температуре: 6Li + N2 = 2Li3N нитрид лития С другими металлами он реагирует лишь при высоких температурах, образуя нитриды. 3Са + N2 = Са3N2; 2А1 + N2 = 2АlN |
При температуре электрической дуги (3000—4000 °С) азот соединяется с кислородом: N2 + О2 = 2NО |
С водородом азот соединяется в присутствии катализатора при высоком давлении и температуре: N2 + H2 = 2NH3 |
N2 + 3F2 = 2NF3 |
N2 + 2C = (CN)2 дициан |
|
6P + 5N2 = 2P3N5 |
|
Поскольку на внешнем энергетическом уровне атома азота находится 5 электронов, азот проявляет степени окисления —3 и +5, а также +4, +3, + 2, +1, -1 и -2.
Применение. В больших количествах азот употребляется для получения аммиака. Широко используется для создания инертной среды — наполнение электрических ламп накаливания и свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей. Им азотируют поверхность стальных изделий, т. е. насыщают их поверхность азотом при высокой температуре. Важное значение азот имеет для жизни растений и животных, поскольку он входит и состав белковых веществ. Соединения азота находят применение в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ и во многих отраслях промышленности.
Бинарные соединения азота.
N2O – тяжелее воздуха, мало растворим в воде.
Получение: NH4NO3 = N2O + 2H2O(t)
Химические свойства.
Термическое разложение: 2N2O = 2N2 + O2
2N2O + C = CO2 + 2N2
N2O + H2 = H2O + N2
NO – бесцветный газ, плохо растворимый в воде.
Получение: 4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О (в промышленности)
3Cu + 8HNO3(р) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O (в лаборатории)
Химические свойства.
2NO + O2 = 2NO2 - 2NO + H2 = 2H2O + N2 - 2NO + Cl2 = 2NOCl
N2O3
Химические свойства.
N2O3 + H2O = 2HNO2 - N2O3 + 2KOH = 2KNO2+ H2O
NO2 – газ бурого цвета со специфическим запахом, тяжелее воздуха, ядовит.
Получение: Cu + 4HNO3(р) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Химические свойства.
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 - 3NO2 + H2O(теплая) = 2HNO3 + NO - 4NO2 + 2H2O+ O2(избыток) = 4HNO3 - 2NO2 + 2KOH = KNO3 + KNO2+ H2O
N2O5
Получение: 2NO2 + O 3 = N2O5 + O2 - 2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
Химические свойства.
N2O5 + H2O = 2HNO3 - N2O5 + 2KOH = 2KNO3+ H2O - 2N2O5 + C = 4NO2+ CO2
Аммиак
Физические свойства. Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При увеличении давления или охлаждении он легко сжижается в бесцветную жидкость (температура кипения —33,4 °С). Аммиак очень хорошо растворяется в воде. Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.
Химические свойства.
-
окислитель
восстановитель
NН3 + Al = AlN + Н2
NН3 + Na = NaNH2 + Н2
амид натрия
Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно подогретом):
4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О
В присутствии катализатора [например, платины, оксида хрома (III)]:
4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О
Эта реакция называется каталитическим окислением аммиака.
При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:
3СuО + 2NН3 = 3Сu + N2 + 3Н2О
NН3 + Cl2 = N2 + HCl
NН3 + H2О2 = N2 + Н2О
Важным химическим свойством аммиака является его взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония. В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящий в состав соли:
NН3 + НС1 = NН4С1;NН3 + Н3РО4 = NН4Н2РО4
Соли (NН4)3РО4 не существует из-за того, что она подвергается полному гидролизу.
Реакции с солями переходных металлов с образованием комплексных соединений.
СuSО4 + 4NН3 = [Cu(NH3)4]SO4
Получение и применение. В лабораторных условиях аммиак обычно получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:
2NН4С1 + Са(ОН)2 = СаС12 + 2NН3 + 2Н2О
Цианомидный способ получения аммиака.СаС2 + N2 = СаСN2 + C - СаСN2 + 3H2O = CaCO3+ 2NН3
Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода. Реакция экзотермическая и обратимая: N2 + 3Н2 =± 2NН3
Большие количества аммиака расходуются для получения азотной кислоты, азотосодержащих солей, мочевины, соды по аммиачному методу. На легком сжижении и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильном деле. Жидкий аммиак и его водные растворы применяют как жидкие удобрения.Азотные удобрения, как уже отмечалось, содержат связанный азот. Это селитры (нитраты натрия, калия, аммония и кальция), соли аммония, жидкий аммиак, аммиачная вода, мочевина СО(NH2)2 (употребляется и как кормовое средство для скота, содержит больше всего азота — 47%) и др. Из этих удобрений в настоящее время наиболее широко применяется аммиачная селитра, т. е. нитрат аммония. Чтобы он не слеживался, его выпускают в гранулированном (зерненом) виде.