- •4. Бинарные соединения водорода. Приведите примеры кислотных, основных и амфотерных гидридов. Продемонстрируйте их свойства на примере реакций с водой.
- •6. Соединения галогенов с металлами (ионные и ковалентные) и неметаллами, в частности, с углеродом (пвх. Фотопласты)
- •7. Хлор. Строение атома, получение и применение хлора. Химические свойства хлора. Хлороводород, хлориды. Хлориды в природе.
- •8. Общая характеристика элементов via группы. Положение в Периодической системе, строение и
- •9. Кислород. Нахождение в природе, получение и применение. Озон. Озоновый щит.
- •10. Оксиды неметаллов. Классификация. Получение и применение.
- •11. Оксиды металлов. Кислотно-основные свойства. Получение и применение.
- •12. Физические (агрегатное состояние) и химические свойства высших оксидов элементов 2 периода и 3 периода.
- •13. Пероксиды. Кислотные и редокс свойства, получение и применение пероксида водорода. Взаимодействие пероксидов н надпероксидов с углекислым газом.
- •14. Сера. Получение, свойства и применение серы. Природные источники. Сероводород. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства сероводорода. Сера в природе. Получение Серы.
- •15.Сульфиды металлов. Распространение в природе. Получение сульфидов. Растворимость в воде и кислотах на примере сульфидов натрия и меди II.
- •16. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства, получение и применение серной и сернистой кислот и их солей (по 1 примеру). «Кислотные дожди»
- •18. Строение молекулы, физические и химические свойства, получение и применение аммиака. Свойства гидроксида и солей аммония.
- •19. Оксиды азота. Получение и свойства, образование в атмосфере и экологическая роль оксидов азота (II) и (IV)
- •21. Нитраты. Нахождение в и роль нитратов в природе. Получение, свойства, термическая устойчивость.
- •22. Фосфаты в природе. Получение и свойства фосфорной кислоты.
- •23. Общая характеристика элементов ivа группы, положение в Периодической системе, строение и
- •24. Углерод в природе. Аллотропия. Окислительно-восстановительные характеристики. Получение и применение разных аллотропных модификаций.
- •26. Углеводороды.
- •27. Карбонаты. Получение и применение оксида углерода (IV). Сода. Карбонатная буферная система. «Парниковый эффект».
- •28. Кремний.
23. Общая характеристика элементов ivа группы, положение в Периодической системе, строение и
размер атомов, физические и химические (окислительно-восстановительные) свойства простых
веществ. Нахождение в природе.
Главную подгруппу четвертой группы периодической системы образуют пять элементов — углерод, кремний, германий, олово и свинец. При переходе от углерода к свинцу размеры атомов возрастают. Поэтому следует ожидать, что способность к присоединению электронов, а следовательно, и неметаллические свойства будут при этом ослабевать, легкость же отдачи, электронов - возрастать. Действительно, уже у германия проявляются металлические свойства, а у олова и свинца они преобладают над металлическими. Таким образом, только первые два члена описываемой группы являются неметаллами, германий причисляют и к металлам, и к неметаллам, олово и свинец - металлы.
Для элементов рассматриваемой группы характерны степени окисления +2 и +4.
164. Химические свойства углерода. Карбиды. При низких температурах и уголь, и графит и, в особенности, алмаз инертны. При нагревании их активность увеличивается: уголь легко соединяется с кислородом и служит хорошим восстановителем. Важнейший процесс металлургии — выплавка металлов из руд — осуществляется путем восстановления оксидов металлов углем (или монооксидом углерода).
С кислородом углерод образует диоксид (или двуокись) углерода СО2, часто называемый так же углекислым газом, и оксид углерода (II),или моноокись углерода, СО.
При очень высоких температурах углерод соединяется с водородом, серой, кремнием, бором и многими металлами; уголь вступает в реакции легче, чем графит и тем более алмаз.
Соединение углерода с металлами и другими элементами, которые по отношению к углероду являются электроположнтельными, называются карбидами. Их получают прокаливанием металлов или их оксидов с углем.
Диоксид углерода. Угольная кислота. Диоксид углерода СО2 постоянно образуется в природе при окислении органических веществ (гниение растительных и животных остатков, дыхание, сжигание топлива). В больших количествах он выделяется из вулканических трещин и из вод минеральных источников.
В лабораториях диоксид углерода обычно получают, действуя на мрамор СаСО3 соляной кислотой в аппарате Кипа:
СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑
В промышленности большие количества диоксида углерода получают при обжиге известняка:
CаCO3 = CаO + CO2↑
Угольная кислота H2CO3 может существовать только в водном растворе. При нагревании раствора диоксид углерода улетучивается, равновесие образования H2CO3 смещается влево, и в конце концов остается чистая вода.
Соли угольной кислоты могут быть получены или действием диоксида углерода на щелочи, или путем обменных реакций между растворимыми солями угольной кислоты и солями других кислот. Например:
NaOH + CO2 = NaHCO3
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
BaCl2 + Na2CO3 = BaCO2↓ + 2NaCl
Оксид углерода(II), или монооксид углерода, СО — бесцветный ядовитый газ, конденсирующийся в жидкость только при -192°С и затвердевающий при -205°С. В воде оксид углерода растворим очень мало и не вступает с ней в химическое взаимодействие.
Топливо и его виды. Нефть, природный газ, каменный уголь, а также многие соединения углерода играют важнейшую роль в современной жизни, как источники получения энергии. При горении угля и углеродсодержащих соединений выделяется теплота, которая используется для производственных процессов, отопления, приготовления пищи. Большая же часть получаемой теплоты превращается в другие виды энергии и затрачивается на совершение механической работы.