
- •Неорганическая химия теория
- •1. Основные понятия химии: атом, хим. Элемент, молекула, эквивалент, молярная масса эквивалента, относительная атомная масса, моль, молярная масса.
- •2, Основные стехиометрические законы: закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон эквивалентов.
- •3. Основные газовые законы: закон объемных отношений, закон Гей-Люссака, объединенный газовый закон, уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Основные классы и номенклатура неорганических веществ: оксиды (солеобразующие и несолеобразующие, основные, кислотные, амфотерные), гидроксиды.
- •5. Основные классы и номенклатура неорганических веществ: кислоты и соли.
- •6. Диссоциация воды, константа диссоциации, pH, ионное произведение воды.
- •7. Развитие учения о строении атома (Модель Томсона, опыты Резерфорда, постулаты Бора), квантово- механическая теория.
- •8. Характеристика основных квантовых чисел: n, m, l, s; строение электронных оболочек атомов.
- •9. Периодическая система элементов, как форма отражения периодического закона.
- •10. Ковалентная химическая связь, способы образования ковалентной связи.
- •11. Геометрия структур с ковалентным типом связей (sp1-, sp2-, sp3- гибридизация).
- •12. Ионная и металлическая связь.
- •13. Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия (Ориентационное взаимодействие, индукционное взаимодействие, дисперсионное взаимодействие).
- •14. Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.
- •15. Кристаллическое состояние веществ атомные и молекулярные кристаллические решетки. Примеры.
- •16. Химические реакции, скорость химических реакций.
- •17. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа.
- •18. Катализ, влияние катализатора на скорость химической реакции.
- •19. Химическое равновесие, принцип Ле-Шателье.
- •20. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
- •21. Законы Генри, законы Рауля, закон Дальтона.
- •22. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа.
- •23. Особенности растворов электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации.
- •24. Произведение растворимости, реакция обмена в растворах электролитов.
- •25. Теория овр, важнейшие окислители и восстановители, метод электронного баланса, метод полуреакции.
- •26. Электролиз. Электродный потенциал, водородный электрод.
- •27. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
- •28. Гальванический элемент и его э. Д. С. Влияние условий на протекание овр.
- •29. Номенклатура и классификация комплексных соединений.
- •30. Характеристика комплексных соединений, константа стойкости и константа неустойчивости.
- •31. Общая характеристика водорода. Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.
- •32. Галогены, общая характеристика, свойства простых веществ.
- •33. Галогеноводороды, плавиковая и соляная кислоты.
- •34. Кислородсодержащие соединения галогенов. Оксиды и фторид оксигена.
- •35. Кислородсодержащие соединения галогенов. Гидроксиды и соли.
- •36. Общая характеристика халькогенов. Свойства простых веществ.
- •37. Гидриды халькогенов. Биологическое действие халькогеноводородов.
- •38. Оксиды халькогенов, диоксиды и триоксиды.
- •39. Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты.
- •40. Серная, селеновая и теллуровые кислоты.
- •41. Промышленные способы получения серной кислоты.
- •42. Общая характеристика элементов vа группы. Соединения азота, фосфора, сурьмы и висмута в природе.
- •43. Химические свойства элементов vа группы, взаимодействие с простыми веществами. Взаимодействие с водой кислотами и щелочами.
- •44. Оксиды азота (n2o, no, n2o3, n2o5).
- •45. Азотистая кислота и ее соли.
- •46. Бинарные соединения элементов vа группы. Соединения с водородом.
- •47. Гидразин и гидроксиламин. Окислительно -восстановительные свойства.
- •48. Аммиак его получение и свойства. Соли аммония. Нашатырь.
- •49. Азотная кислота. Физические и химические свойства концентрированной и разбавленной азотной кислоты.
- •50. Промышленные способы получения азотной кислоты. Нитраты, разложение нитратов.
- •51. Кислородсодержащие соединения фосфора. Оксиды фосфора (lll и V).
- •52. Кислородсодержащие соединения мышьяка, сурьмы и висмута (lll и V).
- •53. Фосфорная, фосфористая и фосфорноватистые кислоты.
- •54. Гидролиз фосфатов. Показатель кислотности среды.
- •55. Гидроксиды мышьяка, сурьмы и висмута.
- •56. Общая характеристика элементов четвертой а группы. Аллотропные модификации углерода. Строение и свойства кремния.
- •57. Германий, олово, свинец, химические свойства.
- •58. Углерод и кремний, химические свойства.
- •59. Гидриды элементов четвертой а группы. Оксиды углерода.
- •60. Угольная кислота и ее соли. Жесткость воды и способы ее устранения. Карбонатное равновесие в природе.
- •61. Кислородсодержащие соединения кремния. Диоксид кремния.
- •62. Щелочные металлы. Общая характеристика оксидов, гидроксидов и солей. Калийные удобрения.
- •63. Щелочноземельные металлы. Общая характеристика оксидов, гидроксидов и солей. Известь и ее применение.
- •64. Характеристика vib подгруппы. Химические и физические свойства простых веществ. Способы получения хрома, молибдена и вольфрама.
- •65. Соединения трехвалентного хрома. Оксиды и гидроксиды. Применение.
- •66. Соединения шестивалентного хрома. Оксиды и гидроксиды. Применение.
- •67. Подгруппа марганца. Физические и химические свойства простых веществ.
- •68. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца.
39. Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты.
Ответ. Сила кислот, в свободном состоянии выделена лишь Н2SeO3, свойства Н2SO3 и Н2TeO3, оцениваются по свойствам соответствующих полей, уменьшается в ряду Н2SO3 - Н2SeO3 - Н2TeO3. По мере роста радиуса и уменьшения электроотрицательности атом халькогена слабее смещает электронную плотность от атома кислорода гидроксильной группы и тем самым слабее поляризует связь О-Н. Интересной особенностью соединений S(IV) является их таутомерия, то есть существование изомеров одинакового состава, но разного строения:
H - SO3 - |
|
H - OSO2- |
I |
|
II |
В
изомере I атом водорода связан с атомом
серы, а в изомере II - с атомом кислорода.
Изомер I обнаружен рентгенографически
в солях RbHSO3 и CsHSO3. В концентрированных
растворах гидросульфитов образуются
пиросульфиты: 2HSO3 - [O2S-SO3]2- + H2O, в которых
реализуется связь S- S, а не - S- O- S-. Для
гидроселенитов таутомерия не характерна,
и они существуют в форме II. Сера (IV) в
сульфит-ионе может переходить в более
высокую и более низкую степени окисления,
то есть выступает в качестве восстановителя
и окислителя, соответственно. При
нагревании твердые сульфиты щелочных
металлов диспропорционируют (при
нагревании в вакууме твердые сульфиты
Ca, Sr, Ba разлагаются до соответствующих
оксидов. MSO3 = MO + SO2, а на воздухе - окисляются
до сульфатов) 4Na2SO3
3Na2SO4 +
Na2S.
В
отличие от селенитов и теллуритов
сернистая кислота и ее соли обладают
выраженными восстановительными
свойствами. Сульфиты в водных растворах
медленно окисляются кислородом воздуха:
2SO32- + О2 = SO42- (аналогичная реакция,
катализируемая оксидом азота NO, в
атмосфере служит источником кислотных
дождей). Сернистая кислота действует
как мягкий восстановитель в многочисленных
реакциях с солями металлов: Fe2(SO4)3 + SO2 +
2H2O = 2FeSO4 + 2H2SO4.
У
селенистой и теллуристой кислот
восстановительные свойства выражены
слабее, то есть окислить их до производных
Se(VI) и Te(VI) значительно труднее. Механизм
окислительно-восстановительных реакций
может включать прямой перенос атомов
кислорода от окислителя к восстановителю.
Например, при изучении в щелочной среде
кинетики окисления сульфит-иона SO32-
перманганат-ионом с помощью стабильного
изотопа 18О было установлено, что
содержание 18О в образующемся сульфат-ионе
SO32-
+ 18ОMnO32-
= O3S18O2-
+ Mn
O32-
такое же, как в исходном перманганат-ионе.
Это означает, что происходит прямой
перенос атома кислорода от MnO4- к SO32- ,
сопровождающийся одновременным переходом
двух электронов. При взаимодействии с
более сильными восстановителями
соединения S(IV) проявляют окислительные
свойства, например, SO2 + 2H2S 3S + 2H2O или SO2+
3Zn + 6H+ H2S + 3Zn2+ + 2H2O. Окислительные
свойства H2TeO3 выражены сильнее, чем у
сернистой кислоты. Соединения Se(IV)
проявляют более сильные окислительные
свойства, чем соединения S(IV) и Te(IV).
Например, водный раствор SO2 восстанавливает
селенистую кислоту: H2SeO3 + 2 SO2 + H2O = Se +
2H2SO4. Аналогично протекает реакция с
H2TeO3. Термодинамическая стабильность
оксокислот H2ЭO3 по отношению к
диспропорционированию на Эо и ЭО2-4
увеличивается в ряду H2TeO3>H2SeO3>>H2SO3.
Действительно, вольт-эквивалент (nEo)
сернистой кислоты лежит выше, а селенистой
и теллуристой кислот - ниже линии,
соединяющей вольт-эквиваленты частиц
Эо и ЭО2-4. Так как
где
Go - энергия Гиббса превращения ЭО2-3 в
Эо и ЭО42- , n - количество электронов,
участвующих в этом процессе, F - число
Фарадея, Ео - стандартный потенциал, то
указанное взаимное положение
вольт-эквивалентов означает, что
равновесие 3Н2ЭО3 = Э + ЭО2-4 + Н2О + 4Н+ в
случае Э = S смещено вправо, а при Э = Sе и
Те - влево. Сернистая
кислота — неустойчивая двухосновная
неорганическая кислота средней силы.
Отвечает степени окисления серы +4.
Химическая формула H2SO3. Кислота средней
силы. Существует лишь в разбавленных
водных растворах (в свободном состоянии
не выделена). Растворы H2SO3 всегда имеют
резкий специфический запах химически
не связанного водой SO2. Двухосновная
кислота, образует два ряда солей: кислые
— гидросульфиты (в недостатке щёлочи)
и средние — сульфиты (в избытке щёлочи).
Как и сернистый газ, сернистая кислота
и её соли являются сильными восстановителями.
При взаимодействии с ещё более сильными
восстановителями может играть роль
окислителя. Качественная реакция на
сульфит-ионы — обесцвечивание раствора
перманганата калия. Сернистую кислоту
и её соли применяют как восстановители,
для беления шерсти, шелка и других
материалов, которые не выдерживают
отбеливания с помощью сильных окислителей
(хлора). Также её применяют при
консервировании плодов и овощей.
Селенистая
кислота
— неорганическое химическое соединение
селена, кислота. Химическая формула
H2SeO3. Является аналогом сернистой и
теллуристой кислот. Селенистая кислота
— одна из двух основных оксикислот
селена (вторая из них — селеновая кислота
H2SeO4). Токсична. Белые ромбические
кристаллы. Очень гигроскопична. Хорошо
растворима в воде и этаноле. При
растворении происходит сильное поглощение
тепла. Неустойчивая кислота, при
нагревании выше 70 °C распадается на воду
и диоксид селена SeO2. Слабая кислота.
Образует два ряда солей — кислые и
средние соли — биселениты и селениты
в результате реакций нейтрализации
щелочей (и кислые, и средние), или
сплавления с оксидами металлов (средние).
Является окислителем средней силы,
проявляет окислительно-восстановительную
двойственность: реагирует с концентрированным
растворами галогеноводородных кислот
(кроме фтороводородной), окисляя их до
галогенов. В результате этой реакции
элементарный селен выпадает в осадок;
может быть окислена сильными окислителями
(хлор и бром в щелочной среде, озон в
сильнокислой среде, пероксид водорода)
до селеновой кислоты. В результате
электролиза водного раствора на катоде
выделяется водород, а на аноде — селеновая
кислота. Селенистую кислоту получают
из оксида селена (IV) SeO2, растворяемого
в воде, либо окислением селена разбавленной
азотной кислотой. Селенистую кислоту
обычно применяют для травления металлов,
например меди или магния, для оксидирования
стали в процессе холодного воронения
стали, в основном деталей огнестрельного
оружия. Применяется для получения
глиоксаля окислением ацетальдегида.
Основной компонент в реактиве на
некоторые наркотические вещества. Также
из селенистой кислоты окислением либо
электролизом получают селеновую кислоту
H2SeO4. Селенистая кислота, как и другие
соединения селена H2SeO3, в больших дозах
токсична для человека. При попадании
на кожу вызывает раздражение и химические
ожоги. Теллуристая
кислота
— неорганическое соединение, двухосновная
кислота с формулой H2TeO3, бесцветные
кристаллы, не растворимые в воде. Из
раствора выпадает в виде гидрата TeO2•n
H2O, который при стоянии переходит в
H2TeO3•H2O. Действие разбавленной кислоты
на теллурит натрия: Na2TeO3 + 2HNO3 = H2TeO3 +
2NaNO3. Восстановление триоксида теллура:
2TeO3 + 2HCl = H2TeO3 + Cl2. Восстановление
ортотеллурата натрия: Na6TeO6 + 8HCl = H2TeO3 +
Cl2 + 6NaCl + 3H2O. Теллуристая кислота образует
бесцветные (белые) кристаллы, не
растворимые в воде. Является слабой
кислотой p K1 = 5,5. Разлагается при
незначительном нагревании. H2TeO3 = TeO2 +
H2O. С щелочами образует теллуриты: H2TeO3
+ 2NaOH = Na2TeO3 + 2H2O. Является сильным
окислителем: H2TeO3 + 4HCl = Te + 2Cl2 + 3H2O. Является
слабым восстановителем: H2TeO3 + H2O2 + 2NaOH =
Na2H4TeO6 + H2O. Вступает в обменные реакции:
H2TeO3 + Ca(NO3)2 = TeO3 + 2HNO3.