- •39.Вода. Строение молекулы воды. Ассоциация молекул воды. Вода как растворитель. Электролитическая диссоциация воды. Химические свойства воды. Аквокомплексы и кристаллогидраты.
- •40.Пероксид водорода, его получение и химические свойства. Пероксид водорода как окислитель и восстановитель.
- •41. Литий. Получение металлического лития, его химические свойства. Отношение к кислотам, воде и различным окислителям. Соединения с кислородом, азотом и водородом – получение и химические свойства.
- •42.Натрий, калий, рубидий, цезий. Получение металлов в свободном состоянии, их химические свойства. Отношение к кислотам, воде.
- •43.Соединения натрия, калия, рубидия и цезия с кислородом – оксиды, пероксиды, химические свойства.
- •44.Гидриды и гидроксиды натрия, калия, рубидия и цезия. Их получение и химические свойства. Важнейшие соли: галогениды, нитраты, карбонаты и гидрокарбонаты, химические свойства.
- •45.Медь, серебро, золото. Положение металлов в электрохимическом ряду напряжения. Химические свойства металлов, отношение к кислотам и щелочам, различным окислителям
- •46.Соединения меди (I) и меди (II), их химические свойства.
- •48.Соединения золота(I) и (III), их химические свойства. Комплексные кислоты золота(III). Цианидные комплексы золота(I).
- •49.Бериллий. Химические свойства бериллия, отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям. Оксид и гидроксид бериллия и их свойства. Акво-и гидроксо комплексы бериллия (II).
- •50.Магний. Отношение магния к кислотам, щелочам, различным окислителям. Оксид и гидроксид магния, их свойства. Растворение гидроксида магния в солях аммония.
- •Фосфат стронция
- •52. Цинк, кадмий, ртуть. Положение металлов в электрохимическом ряду напряжения. Химические свойства. Отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям.
- •54.Бор. Химические свойства. Отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям. Бораны (соединения бора с водородом). Борная и полиборные кислоты, их соли. Мета- , орто-, тетра- бораты.
- •56. Кремний и его химические свойства. Отношение кремния к кислотам, щелочам, различным окислителям. Оксид кремния (IV). Кремневые кислоты и силикаты. Гексафторокремневая кислота.
- •88.Бром, иод. Химические свойства. Растворимость брома и иода в воде и органических растворителях. Поведение брома и иода в воде и щелочных растворах, константы равновесия.
- •89.Бромоводород, бромоводородная кислота, бромиды.
43.Соединения натрия, калия, рубидия и цезия с кислородом – оксиды, пероксиды, химические свойства.
Na2O бинарное неорганическое вещество,белое вещество, термически устойчивое, тугоплавкое |
при 600º С: 2Na + 2NaOH = 2Na2O + H2 при температуре 400–675º C и вакууме 2Na2O2 = 2Na2O + O2 при 130–200º C в атмосфере аргона:Na2O2 + 2Na = 2Na2O |
при 250–350º C и ↑ρ:2Na2O + O2 = 2Na2O2 Na2O + H2O = 2NaOH Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O. при 450–550º C: Na2O + CO2 = Na2CO3 250ºC : Na2O + NO + NO2 = 2NaNO2 1200º С: Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2 |
Na2O2 Белый. При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением O2 |
при 250–400º C:2Na + O2 = Na2O2 выше 700º C:2Na2O = Na2O2 + 2Na При 250–350º C:2Na2O + O2 = 2Na2O2 |
выше 500º C:2Na2O2 = 2Na2O + O2 Na2O2 + 2H2O(хол) = 2NaOH + H2O2 2Na2O2 + 2H2O(гор) = 4NaOH + O2↑ при 100º С:2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O При 100º С:2Na2O2 + C = Na2CO3 + Na2O при 70–120º:3Na2O2 + 2Al = 2NaAlO2 + 2Na2O Na2O2 + 2HCl(р,хол) = 2NaCl + H2O2 2Na2O2 + 2H2SO4(р,гор) = 2Na2SO4 + 2H2O + O2↑ 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2 При 400 — 500º С: Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4 |
K2O Бинарное неорганическое вещество. Белый, термически устойчивый |
при 450º С: 2K + 2KOH = 2K2O + H2 при 700º C и ↑ρ: KO2 + 3K = 2K2O |
При 350–430º С:2K2O = K2O2 + 2K K2O + H2O = 2KOH K2O + 2HCl = 2KCl + H2O при 400º C:K2O + CO2 = K2CO3 При 150–200º C:K2O + 2NO2 = KNO2 + KNO3 при 1000º С:K2O + Al2O3 = 2KAlO2 |
K2O2 Белый. При нагревании на воздухе желтеет и разлагается, плавится под избыточным давлением O2. |
K + O2 = K2O2 + KO2 |
выше 500º C:2K2O2 = 2K2O + O2 K2O2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 2K2O2 + 2H2O = 4KOH + O2↑ K2O2 + O2 = 2KO2 При 100º С:2K2O2 + C = K2CO3 + K2O K2O2 + 2HCl(р,хол) = 2KCl + H2O2 2K2O2 + 2H2SO4(р,гор)=2K2SO4 + 2H2O + O2↑ 2K2O2 + 2CO2 = 2K2CO3 + O2 |
Rb2O бинарное неорганическое вещество. Желтовато-белый, при нагревании становится ярко-желтым. Устойчив в сухом чистом воздухе |
при 600º С:2Rb + 2RbOH = 2Rb2O + H2 1010º C:2Rb2O2 = 2Rb2O + O2 выше 900º С:Rb2CO3 = Rb2O + CO2 4Rb + O2 = 2Rb2O |
при 400-550º C:2Rb2O = Rb2O2 + 2Rb Rb2O + H2O = 2RbOH Rb2O + 2HCl(р) = 2RbCl + H2O. Rb2O + CO2 = Rb2CO3 при -50º С:Rb2O + NH3 = RbNH2↓ + RbOH |
Rb2O2 соединение щелочного металла рубидия и кислорода. Белый порошок. Термически устойчивый, плавится без разложения |
при -50º C+жидкого аммиака: 2Rb + O2 = Rb2O2 290º C и вакууме:2RbO2 = Rb2O2 + O2 При 400-800ºC:2RbO2 = Rb2O2 + О2 |
1010º C:2Rb2O2 = 2Rb2O + O2 Rb2O2 + O2 = 2RbO2 0ºСRb2O2 + 2H2O = 2RbOH + H2O2 2Rb2O2 + 2H2O(гор) = 4RbOH + O2↑ Rb2O2 + 2HCl(р,хол)=2RbCl + H2O2 2Rb2O2 + 2H2SO4(р,гор)=2Rb2SO4 + 2H2O + O2↑ 2Rb2O2 + 2CO2 = 2Rb2CO3 + O2 Rb2O2 + CO = Rb2CO |
Cs2Oбинарное неорганическое Оранжево-красный, при t темно-красным, затем черным. Летуч в вакууме. Чувствителен к свету (темнеет и разлагается), проявляет основные свойства |
при 640-980º C: 2Cs2O2 = 2Cs2O + O2 4Cs + O2 = 2Cs2O |
при 300-500º C:2Cs2O = Cs2O2 + 2Cs Cs2O + H2O = 2CsOH Cs2O + 2HCl = 2CsCl + H2O Cs2O + CO2 = Cs2CO3 при -50º С:Cs2O + NH3 = CsNH2↓ + CsOH |
Cs2O2 неорг бинарное соед Бледно-жёлтые, ромбические кристаллы. Сильный окислитель |
Cs2O2+O2=2CsO2 Cs2O2 = CsO2+[O] 3Cs2O2+2Au=3Cs2O+Au2O3 |
2Cs2O2+2H2O=4CsOH+O2 Cs2O2+H2SO4=CsO4+H2O2 2Cs2O2+2CO2=2Cs2O3+O2 |