Ответы

24.Высшиекислородосодержащиекислотыхимических элементов третьего периода, их состав и сравнительная характеристика свойств.

Фосфор образует целый ряд кислородсодержащих кислот (оксокислот). Некоторые из них мономерны. например фосфиновая, фосфористая и фосфорная(V) (ортофосфорная) кислоты. Кислоты фосфора могут быть одноосновными (однопротонными) либо многоосновными (многопротоннымиКрометого). , фосфоробразуетещеполимерные оксокислоты. Такие кислоты могут иметь ациклическое либо циклическоестроение. Например, дифосфорная(V) (пирофосфорная) кислота представляет собой димерную оксокислоту фосфора.

Наиболее важной из всех этих кислот является фосфорная(V) кислота (другоеееназваниеортофосфорнаякислота). При нормальных условиях она представляет собой белоекристаллическое вещество, расплывающееся при поглощении влаги из воздуха. Ее 85%-ный водный раствор называют «сиропообразной фосфорной кислотой». Фосфорнця(V) кислота является слабой трехосновной кислотой:

Хлор образует несколько кислородсодержащих кислот. Чем выше степень окисления хлора в этих кислотах, тем выше их термическая устойчивость и сила кислоты:

НОCl < НСlO2 < НСlO3 < НClO4

НClO3 и НClO4 – сильныекислоты, причемНСlO4 – однаизсамых сильных среди всех известных кислот. Остальные две кислоты лишь частично диссоциируют в водеи существуют в водном растворе преимущественно в молекулярной форме. Среди кислородсодержащих кислот хлора только НСlO4 удается выделить в свободном виде. Остальные кислоты существуют только в растворе.

Окислительная способность кислородсодержащих кислот хлора уменьшается свозрастанием егостепени окисления:

НОСl и НClO2 – особеннохорошиеокислителиНапример. , кислый раствор НОCl:

1)окисляетионыжелеза(II) доионовжелеза(III):

2)насолнечномсветуразлагаетсясобразованиемкислорода:

3)принагреванииприблизительнодо75 °С ондиспропорционируетна хлорид-ионы и хлорат (V)-ионы:

Остальные высшие кислотсодержащие кислоты элементов третьего периода (H3AlO3, H2SiO3) болееслабые, чемфосфорнаякислота. Серная кислота (H2SO4) менеесильнае, чемхлорная(VII) кислота, но болеесильная, чем фосфорная кислота. Вообще, при увеличении степени окисления элемента, образующегокислоту, увеличивается сила самой кислоты:

H3AlO3 < H2SiO3 < H3PO4 < H2SO4 < НСlO4

25.ОбщиеспособыполученияметалловПрактическое.

значение электролиза ( на примере электролиза солей

бескислородных кислот).

Металлы находятся в природе преимущественно в виде соединений. Только металлы с малой химической активностью (благородныеметаллы) встречаются природев свободном состоянии (платиновые металлы, золото, медь, серебро, ртуть). Из конструкционных металлов в достаточном количестве имеются в природе в виде соединений лишь железо, алюминий, магний. Они образуют мощные залежи месторождений относительно богатых руд. Это облегчает их добычу в больших масштабах.

Поскольку металлы в соединениях находятся в окисленном состоянии (имеют положительную степень окисления), то получение их в свободном состоянии сводится к процессу восстановления:

Этот процесс можно осуществить химическим или электрохимическим путем.

При химическом восстановлении в качестве восстановителя чаще всего применяют уголь или оксид углерода (II), а также водород, активные металлы, кремний. С помощью оксида углерода (II) получают железо (в доменном процессе), многие цветные металлы (олово, свинец, цинк и др.):

Металлотермические опыты получения металлов впервые осуществил русский ученый Н. Н. Бекетов в XIX в.

Металлы наиболее часто получают восстановлением их оксидов, которые в свою очередь выделяют из соответствующей природнойруды. Если исходной рудой являются сульфидные минералы, то последние подвергают окислительному обжигу например:

Электрохимическое получение металлов осуществляется при электролизе расплавов соответствующих соединений. Таким путем получают наиболее активные металлы, щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, магний.

Электрохимическое восстановление применяют также для рафинирования (очистки) «сырых» металлов( меди, никеля, цинка и др.), полученных другими способами. При электролитическом рафинировании в качестве анода используют « черновой» ( с примесями) металл, в качестве электролита — раствор соединений данного металла.

Способы получения металлов, осуществляемые при высоких температурах, называют пирометаллургическими (по-гречески

химическое строение гомологов данного ряда. Свойства и применение метана.

Предельные углеводороды - органические соединения, не содержащие функциональных групп и кратных связей. Формула - С(n)H(2n+2) Химическое строение - углеводородные цепи с ответвлениями или без с одинарными связями.

Мета́н— простейший углеводород, бесцветный газ беззапаха, химическая формула — CH4. Малорастворим в воде, легче воздуха. При использовании в быту, промышленности в метан обычно добавляют одоранты со специфическим «запахом газа». Сам по себе метан не токсичен и не опасен для здоровья человека. Обогащение одорантами делается для того, чтобы человек вовремя заметил утечку газа. На промышленных производствах эту роль выполняют датчики и во многих случаях метан для лабораторий и промышленных производств остается беззапаха.

Метан — первый член гомологического ряда насыщенных углеводородов, наиболее устойчив к химическим воздействиям. Подобно другим алканам вступает в реакции радикального замещения (галогенированиясульфохлорированиясульфоокисления, , ,

нитрования и др.), но обладает меньшей реакционной способностью. Специфична для метана реакция спарами воды, которая протекает на

Ni/Al2O3 при800—900 °C или безкатализаторапри1400—1600 °C;

образующийся синтез-газможет быть использован для синтеза метанола, углеводородов, уксусной кислоты, ацетальдегида и других продуктов.

Горит в воздухе голубоватым пламенем, при этом выделяется энергия

около 39 МДж на 1 м³.С воздухом образует взрывоопасные смеси при объёмных концентрациях от 5 до 15 процентов. Точка замерзания -184С (при нормальномдавлении)

Вступает с галогенами в реакции замещения (например, CH4 + 3Cl2= CHCl3+ 3HCl), которыепроходятпосвободнорадикальному механизму:

CH4 + ½Cl2 = CH3Cl ( хлорметан)

CH3Cl + ½Cl2 = CH2Cl2 ( дихлорметан)

CH2Cl2 + ½Cl2 = CHCl3 ( трихлорметан)

CHCl3 + ½Cl2 = CCl4 ( тетрахлорметан)

Выше 1400 °C разлагается по реакции:

2CH4 = C2H2 + 3H2

∙Топливо.

∙Сырьё в органическом синтезе.

∙Стероид

27.Непредельныеуглеводородыобщаяформулаи,

химическое строение гомологов данного ряда. Свойства и

применение этилена.

Ненасыщенными, или непредельными, углеводородами называют такие углеводороды, элементарный состав которых характеризуется меньшим содержанием водорода по сравнению ссоответствующими по числу углеродных атомов предельными углеводородами.

Согласно теории химическогостроения в ненасыщенных углеводородах углерод также имеет валентность равную четырем, но строение этих соединений отличается тем, что в их молекулах имеются пары углеродных атомов, соединенные так называемыми кратными – двойными или тройными – связями. Благодаря наличию кратных связей атомы углерода в непредельных углеводородах не допредела насыщены водородом; отсюда и возникло название - непредельные или ненасыщенные.

Этиленовые углеводороды образуют гомологический ряд, состав каждого члена котороговыражается общей эмпирической формулой CnH2n. Родоначальникомэтогорядаявляетсяуглеводородэтилен состава С2Н4, строение которогоможет быть представлено следующей структурной и упрощенной структурной формулами:

Н— С— Н СН2

II II

H—C—H CH2

Свойства и применение этилена.

Этилен (другоеназвание — этен) — химическое соединение, описываемое формулой С2H4. В природеэтилен практически не встречается. Это бесцветный горючий газ сослабым запахом. Частично растворим в воде (25,6 мл в 100 мл воды при 0°C), этаноле (359 мл в тех же условиях). Хорошорастворяется в диэтиловом эфире и