Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

himia

.docx
Скачиваний:
88
Добавлен:
02.05.2015
Размер:
185.74 Кб
Скачать

1)Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+ или ОН–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества. Эквивалентная масса элемента – это масса 1 эквивалента элемента. Эh =1г/моль,О = 8, Сl = 35,5 Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента (или Vэ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента. Размерность «л/моль». Закон эквивалентов -  вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

2)примеры рассчета эквивалента элемента.Эквивалент Э(элемента) = М(элемента)/валентность элемента; Э(оксида) = Э(элемента) + Э(О) = Э(элемента) + 8; Э(основания) = М(основания)/число замещенных ОН; Э(кислоты) = М(кислоты)/число замещенных Н; Э(соли) = М(соли)/валентность(Ме) *число атомов n(Ме);Э(окислителя или восстановителя) = М(окислителя или восстановителя)/n(число электронов, полученных или отданных атомами или ионами каждой молекулы окислителя или восстановителя).

3)основные термодинамические характеристики. Термодинамические параметры - температура, плотность, давление, объем, удельное электрическое сопротивление . Первый закон (первое начало) термодинамики - это, фактически, закон сохранения энергии. Он утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. В неизолированной системе энергия может изменяться за счет: а) совершения работы над окружающей средой; б) теплообмена с окружающей средой. Для описания этих изменений вводят функцию состояния - внутреннюю энергию U и две функции перехода - теплоту Q и работу A. Второй законS  т.е. энтропия(ведет процесс в сторону большего беспорядка) изолированных систем в необратимых процессах может только возрастать, а в состоянии термодинамического равновесия она достигает максимума .  3 закон: Энтальпия (внутренняя энергия Н) - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

4)Энергия Гиббса: ΔG = ΔH – TΔS. Направленность протекания самопроизвольных химических процессов: На равновесную систему действует 2 фактора: энтальпийный (внутренняя энергия Н) и энтропийный ( беспорядок S). Энтальпийный фактор толкает процесс в сторону прямой реакции,т к самопроизвольно идет стремление к минимальной энергии Н. Энтропийный фактор ведет процесс в сторону большего беспорядка, т е в сторону большего числа молекул газообразных веществ. Когда энтальпийный и энтропийный фактор уравниваются, то ΔG = 0, условие химического равновесия.

5)термохимический закон гесса. Закон Гесса -  количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращениев одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы).  Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением: ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6 Тепловой эффект реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов. ΔH.

6)Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1. Например для реакции: выражение для скорости будет выглядеть так:

 . Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.  Для элементарной химической реакции: закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида: где  — скорость химической реакции,  — константа скорости реакции.

7)зависимость скорости химической реакции от температуры. Скорость реакции - это величина, показывающая как изменяется концентрация одного из веществ в единицу времени. С повышением температуры увеличивается кинетическая энергия частиц и число активных частиц возрастает, следовательно, химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах. Возрастание химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах скорости реакции при нагревании в первом приближении подчиняется следующему правилу: при повышении температуры на 10 0С скорость химической реакции возрастает в два - четыре раза. Температурный коэффициент определяют в соответствии с так называемым «правилом Вант-Гоффа», которое математически выражается уравнением v2/v1 = g (T2  T1)/10, Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа :

Теория активации: в хим. взаимодействие вступают только активные молекулы(частицы),обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Один из способов активации – увеличение температуры: число активных частиц сильно возрастает, резко увеличивается скорости реакции.

8)явление катализа. Ката́лиз — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий. Катализатор изменяет механизм реакции на энергетически более выгодный, то есть снижает энергию активации. Катализатор образует с молекулой одного из реагентов промежуточное соединение, в котором ослаблены химические связи. Это облегчает его реакцию со вторым реагентом. Важно отметить, что катализаторы ускоряют обратимые реакции, как в прямом, так и в обратном направлениях. Катализа́тор — химическое вещество, ускоряющее или замедляющая реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции. Катализаторы подразделяются на гомогенные и гетерогенные. Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный — образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества . Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды. В биохимических реакциях роль катализаторов играют ферменты. Подобно всем катализаторам, ферменты ускоряют как прямую, так и обратную реакцию, понижая энергию активации процесса. Химическое равновесие при этом не смещается ни в прямую, ни в обратную сторону.   Химическая реакция между началом и завершением претерпевает некое «переходное состояние», при котором образуется неустойчивый «активированный комплекс». Суть  теории переходного состояния (активированного комплекса): 1)частицы реагентов при взаимодействии теряют свою кинетическую энергию, которая превращается в потенциальную, и для того чтобы реакция свершилась, необходимо преодолеть некий барьер потенциальной энергии; 2) разница между потенциальной энергией частиц и упомянутым энергетическим барьером и есть энергия активации; 3) переходное состояние находится в равновесии с реагентами; 4) в тех реакциях, где энергия активации существенно ниже энергии разрыва химических связей, процессы образования новых связей и разрушения старых связей могут полностью или частично совпадать по времени.

9)химическое равновесие с точки зрения термодинамики. Хим. равновесие устанавливается в обратимых реакциях, когда скорость прямой реакции выравнивается со скоростью обратной. 2 фактора: энтальпийный (внутренняя энергия Н) и энтропийный (беспорядок S). А2 + В2 ⇄ 2AB Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия.  Kp зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Для mA + nB = pC + qD K = [C]^p[D]^q/[A]^m[B]^n

10) Смещение химического равновесия, Принцип Ле Шателье: Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрацииФакторы влияющие на химическое равновесие: 1) температура При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ← ;N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →; 2) давление При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся. CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →; 1моль=1моль+1моль. 3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ. S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←; Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

12) Способы выражения концентрации растворов: наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию. Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m : w(B)= m(B) / m. w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора. C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V), где М(B)  - молярная масса растворенного вещества г/моль. Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.

11)агрегатные состояния. Агрега́тное состоя́ние — состояние вещества, характеризующееся определёнными качественными свойствами: способностью или неспособностью сохранять объём и форму, наличием или отсутствием дальнего и ближнего порядка и другими. Выделяют три основных агрегатных состояния: твёрдое тело, жидкость и газ.  Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. Раствор — однофазная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Растворы — гомогенные (однородные) системы, то есть каждый из компонентов распределён в массе другого в виде молекул, атомов или ионов. Твёрдые, жидкие, газообразные растворы. Чаще под раствором подразумевается жидкое вещество, например раствор соли или спирта в воде (или даже раствор золота в ртути — амальгама). Существуют также растворы газов в жидкостях, газов в газах и жидкостей в жидкостях, в последнем случае растворителем считается вода, или же компонент, которого больше. В химической практике обычно под растворами понимают гомогенные системы, растворитель может быть жидким, твёрдым (твёрдый раствор), газообразным. Насыщенный раствор — раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном состоянии с веществом в растворе. Ненасыщенный раствор — раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить еще некоторое его количество. Пересыщенный раствор — раствор, содержащий при данных условиях больше растворённого вещества, чем в насыщенном растворе, избыток вещества легко выпадает в осадок. Обычно пересыщенный раствор получают охлаждением раствора, насыщенного при более высокой температуре (пересыщение).

13)осмос. закон вант-гоффа. О́смос — процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя). Закон Вант – Гоффа: Росм = С(м)RT, где С(м) – молярная концентрация раствора; R – универсальная газовая постоянная; Осмос играет важную роль во многих биологических процессах. Мембрана, окружающая нормальную клетку крови, проницаема лишь для молекул воды, кислорода, некоторых из растворенных в крови питательных веществ и продуктов клеточной жизнедеятельности; для больших белковых молекул, находящихся в растворенном состоянии внутри клетки, она непроницаема. Поэтому белки, столь важные для биологических процессов, остаются внутри клетки. Осмос участвует в переносе питательных веществ в стволах высоких деревьев, где капиллярный перенос не способен выполнить эту функцию.

18)зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации. Зависимость степени диссоциации (α) от концентрации (с): с – сα = с( 1 – α ) Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства где α — степень диссоциации.

14) давление пара растворителя над расствором .1 закон Рауля: Δtкип = ЕС(м) 2 закон Рауля: Δtзам = КС(м) Где: Е(воды) – эбуллиосокпическая константа, зависящая от природы растворителя; К – криоскопическая константа, зависящая только от природы растворителя; С(м) – моляльная концентрация(число моль вещества в 1 кг растворителя). Для растворов электролитов с учетом изотонического коэффициента «i». Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причем коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. Относительное понижение парциального давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества и не зависит от природы растворенного вещества.

15) Кипение и замерзание растворов: t(кипения растворов) = t(кипения воды) + Δt(кипения); t(замерзания раствора) = t(замерзания воды) – Δt(замерзания). Δt(кипения) = ЕС(м) – 1 закон Рауля; Δt(замерзания) = KC(м) – 2 закон Рауля. Е – эбуллиоскопическая константа, зависящая от природы растворителя; К – криоскопическая константа, зависящая только от природы растворителя; С(м) – моляльная концентрация(число моль вещества в 1 кг растворителя). Для растворов электролитов только с изотоническим коэффициентом i, который связан со степенью диссоциации электролита.

16) отклонение поведения растворов электролитов от неэлектролитов.Для растворов электролитов только законы Ван-Гофа и Рауля применяются только с изотоническим коэффициентом i, который связан со степенью диссоциации электролита. i = 1 + α(n-1). Он показывает, во сколько раз все величины (Росм, Δt(кипения), Δt(замерзания)) для растворов электролитов больше чем для растворов неэлектролитов при всех одинаковых условиях. Диссоциация электролита ведет к увеличению числа частиц в растворе, как бы увеличивает концентрацию раствора.

19) равновесие в растворах слабых электролитов. Сильные электролиты существуют в растворах только в виде ионов: гидроксид аммония NH4OH = NH4+ + OH-; в растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между непродиссоциировавшими молекулами (их много) и ионами (мало). Установившееся равновесие может смещаться при введении одноименных или связывающих ионов. Одноименные – одинаковые ионы, ослабляют (замедляют) диссоциацию слабого электролита. Связывающие – такие ионы, которые с другими образуют молекулы газа, осадка или слабого электролита, усиливают диссоциацию слабого электролита.

17) Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах. Слабыми электролитами являются: почти все органические кислоты и вода; некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4,H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.; некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.; а также гидроксид аммония NH4OH. Степень диссоциации - это отношение числа распавшихся на ионы моле­кул N' к общему числу растворенных молекул N: Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%,то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило,увеличивает степень диссоциации и повышение темпера­туры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые. Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. В общей реакции где комплекс AxBy разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так:

20) Амфоте́рные гидрокси́ды — химические вещества, которые в кислой среде ведут себя как основания, а в щелочной — как кислоты. Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электроли­ты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н+ и ОН- (в незначительных количествах): Н2O  Н+ + ОН-Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н+, и щелочные свойства,обусловленные наличием ионов ОН-. Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выра­зить уравнением2ОН- + Zn2+ + 2Н2О  Zn(ОН)2 + 2Н2О  [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+

21) Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Активной концентрацией электролита(α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе, или Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда.

22) Диссоциация воды - разложение воды на составляющие химические элементы, иногда происходящая с созданием новых элементов, изначально в разлагаемом растворе не содержащихся, или содержащихся до начала разложения в меньшем количестве, чем после завершения процесса диссоциации.Диссоциация воды является эндотермической реакцией (см.эндотермическая реакция), т.е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды. Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вода, является слабым электролитом, и в небольшой степени диссоциирует: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH или H2O ↔ H+ + OH Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: Водоро́дный показа́тельpH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активностиводородных ионов, выраженной в молях на литр:

23) Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»). Различают обратимый и необратимый гидролиз солей. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием гидролизуются по катиону и среда образуется кислая (AlCl3, CuSO4, Zn(NO3)2). Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой гидролизуются по аниону и среда щелочная (Na2B4O7, K2SO3, Na2CO3, CH3COONa). Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например,в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры — на глицерин и жирные кислоты, полисахариды (например, крахмал и целлюлоза) — на моносахариды (например, на глюкозу),нуклеиновые кислоты — на свободные нуклеотиды.При гидролизе жиров в присутствии щёлочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицерина и жирных кислот. Гидролизом древесины получают этанол, а продукты гидролиза торфа находят применение в производстве кормовых дрожжей, воска, удобрений и др.

24) современная модель состояния электрона в атоме. Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, то есть можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня. Принцип Паули: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом.

25) Распределение электронов в атоме: Для l=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера; l=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель; l=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы; f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары. Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n2. Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

27) s,p,d,f элементы. В зависимости от состояния электронов в атомах различают s-, p-, d-, f-орбитали и соответствующие им s-, p-, d-, f-подуровни. В зависимости от того, какой подуровень (s, p, d или f) заполняет очередной электрон, соответственно различают s-, p-, d- или f-элементы. В главных подгруппах ПСХЭ Д.И.Менделеева находятся s- и р-элементы, а в побочных подгруппах – d- и f-элементы.  В химии орбитальные квантовые числа обозначаются буквами s, p, d и f. В s- блок входят щелочные и щёлочноземельные металлы, в d — переходные металлы, в f — лантаноиды и актиноиды, в p — остальные элементы.  S – эти элементы отличаются тем, что в атомном состоянии высокоэнергичный электрон находится на s-орбитали. Исключая водород и гелий, эти электроны очень легко переходят и формируются в позитивные ионы при химической реакции. Конфигурация гелия химически весьма стабильна, следовательно, именно по этому гелий не имеет стабильных изотопов; иногда, благодаря этому свойству, его объединяют синертными газами. Остальные элементы, имеющие этот блок, все без исключения являются сильными восстановителями и поэтому в свободном виде в природе не встречаются. Элемент в металлическом виде может быть получен только с помощью электролиза растворенной в воде соли. P - блок содержит в себе элементы, которые имеют различные свойства, как физические, так и механические. P-неметаллы — это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы — умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов. D-блок-элементы также известны как переходные металлы или переходные элементы. F Есть элементы, например церий, которые формируют M4+ ионы; Ce4+ имеет очень стабильную электронную конфигурацию ксенона — инертного газа. Данный ион является сильным восстановителем. Ион Eu2+ имеет электронную конфигурацию [Xe]4f7 и тоже является сильными восстановителем. Существование Eu2+ обусловлено стабильностью наполовину заполненной f-оболочки

26)периодический закон с точки зрения строения атома. Структура периодической системы. Известно несколько сот вариантов представления ПС. Наиболее распространенными являются короткопериодный (восьмиклеточный) и длиннопериодный ( восемнадцатиклеточный) варианты. Периодическая система состоит из семи периодов и восьми групп. Периоды   начинаются s-элементом, имеющим электронную структуру ns1 и заканчиваются p-элементом  с электронной структурой ns2np6, где n не только главное квантовое число, но и номер периода. Исключением является первый период, который заканчивается элементом с  электронной структурой 1s2. Периоды подразделяются на три малых и четыре больших периода. Первый период содержит 2 элемента, второй и третий по 8 элементов. Четвертый и пятый периоды содержат по 18 элементов, шестой – 32. Последний, седьмой период не завершен. Малые периоды состоят из s- и р-элементов, четвертый и пятый большие периоды включают в себя также d-элементы, а шестой и седьмой периоды содержат s-, p-, d- и f-элементы. Группы делятся на главные и побочные подгруппы, обозначаемые буквами А и В. Подгруппы содержат элементы с аналогичными электронными структурами внешнего уровня, а в случае d-элементов – на  внешнем s  и заполняющемся  d-подуровне. Главные подгруппы начинаются с элементов первого  и второго периодов. Главные подгруппы первой и второй групп состоят из s-элементов, а от третьей до восьмой – из р-элементов. Побочные подгруппы состоят из d-элементов за исключением IIIB-подгруппы, которая содержит также f-элементы. В короткопериодном варианте ПС f-элементы (лантаниды и актиниды) вынесены из III группы побочной подгруппы шестого и седьмого периодов и помещены отдельно. Периодичность изменения свойств элементов. Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома. Так как электронные конфигурации атомов элементов изменяются периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, которые определяются их электронным строением: размерами атомов, энергетическими характеристиками, окислительно-восстановительнымим свойствами. Главным химическим свойством атомов элементов является их окислительная или восстановительная способность, которая определяется положением элемента в ПСЭ. В периодах от начала к концу ослабляется восстановительная активность атомов и возрастает окислительная, т. е. наблюдается переход от атомов с типичными свойствами металлов к атомам с типичными свойствами неметаллов, электроотрицательность атомов при этом возрастает. В пределах группы элементов (главной подгруппы) с ростом заряда ядра атомов увеличивается количество энергетических уровней атомов. Таким образом, восстановительная активность атомов по группам сверху вниз возрастает, а окислительная – снижается, уменьшается и величина ЭО атомов. Самые сильные окислители (неметаллы) находятся в правом верхнем углу ПСЭ: F, Cl, O. Самые сильные восстановители (металлы) находятся в левом нижнем углу: Fr, Ba, Ra.

28) Природа химической связи: По современным представлениям химическая связь между атомами имеет электростатическую природу. Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга. Частицы, которые принимают участие в образовании химических связей, могут быть атомами, молекулами или ионами. Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например: H−H (связь между двумя атомами водорода) H3N−H+ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода) (K+)−(I) (связь между катионом калия и иодид-ионом). Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В отличие от ММО, в котором простейшая химическая связь может быть как двух-, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности.

35) Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другимэлектроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут бытьмежмолекулярными или внутримолекулярными. Водородная связь в значительной мере определяет свойства и таких биологически важных веществ, как белки и нуклеиновые кислоты. В частности, элементы вторичной структуры (например, α-спирали, β-складки) и третичной структуры в молекулах белков, РНК и ДНК стабилизированы водородными связями. В этих макромолекулах, водородные связи сцепляют части той же самой макромолекулы, заставляя её сворачиваться в определенную форму. Например, двойная спиральная структура ДНК, определяется в значительной степени наличием водородных связей, сцепляющих пары нуклеотидов, которые связывают одну комплементарную нить с другой.

29)обменный и донорно-акцепторный механизмы образования. Механизмы образования ковалентной связи: ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону: ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора:

30) Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) парывалентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой. Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер. Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную. В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, или электронное облако связи, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Примером являются двухатомные молекулы, состоящие из атомов одного элемента: Н2, Сl2, О2, N2, F2 и др., в которых электронная пара в одинаковой мере принадлежит обоим атомам. В случае полярной ковалентной связи электронное облако связи смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Примером могут служить молекулы летучих неорганических соединений: НСl, Н2О, Н2S, NН3 и др. Образование молекулы НСl можно представить схемой Н..Сl: = Н :Cl:

33) Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная параполностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов :. Ненаправленность ионной связи ( отличие от ковалентной связи) - одно из важнейших ее свойств. Это означает, что каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака по любому направлению. Электростатическое поле не имеет преимущественных направлений. Поэтому ионная связь в отличие от ковалентной не направлена. Ион взаимодействует с любым количеством ионов противоположного заряда. Этим обусловлено еще одно отличительное свойство ионной связи – ненасыщаемость. Физические свойства веществ с ионным типом связи: твердые, тугоплавкие, не имеющие запаха, часто хорошо растворимые в воде. Вещества с ионном связью, образуют ионную кристаллическую решетку.

34)виды межмолекулярного взаимодействия. Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами.  Силы межмолекулярного взаимодействия можно достаточно обоснованно подразделить на три вида - электростатические, поляризационные (индукционные) и дисперсионные. Между одноимённо заряженными телами возникает электростатическое (или кулоновское) отталкивание, а между разноимённо заряженными — электростатическое притяжение.  Индукционные (или поляризационные) силы действуют между полярной и неполярной молекулами. Полярная молекула создаёт электрическое поле, которое поляризует молекулу с электрическими зарядами, равномерно распределёнными по объёму. Положительные заряды смещаются по направлению электрического поля, а отрицательные — против. В результате у неполярной молекулы индуцируется дипольный момент. ДИСПЕРСИОННОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ , составляющая межмолекулярного взаимодействия , определяемая квантовомех. флуктуациями электронной плотности частиц (молекул, атомов). Мгновенное распределение электрич. заряда молекулы, к-рому отвечает мгновенный дипольный момент молекулы (или более высокого порядка мультипольный момент), индуцирует электрич. мультипольные моменты в др. молекуле. Энергия взаимод. этих мгновенных мультипольных моментов и есть энергия Д. в. Едисп

31)валентность атомов. Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. Поскольку валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, полезно рассмотреть структуры атомов в возбужденных состояниях, учитывая валентные возможности. Запишем электронографические формулы распределения электронов по орбиталям в атоме углерода. С их помощью определим, какую валентность проявляет углерод С в соединениях. Звездочкой (*) обозначают атом в возбужденном состоянии: Таким образом, углерод проявляет валентность IV за счет расспаривания 2s2-электронов и перехода одного из них на вакантную орбиталь. КРАТНОСТЬ СВЯЗИ - число электронных пар, обобществлённых двумя соседними атомами молекулы в результате ковалентнойхимической связи. Так, в молекуле этана Н3С-СН3 связь С-С одинарная, К. с. равна единице (одна общая пара электронов). Для p- и d-электронных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется s (сигма)-связью. s-Связь имеет осевую симметрию, и оба атома могут вращаться вдоль линии связи, т.е. той воображаемой линии, которая проходит через ядра химически связанных атомов. После образования между двумя атомами s-связи для остальных электронных облаков той же формы и с тем же главным квантовым числом * остается только возможность бокового перекрывания по обе стороны от линии связи. В результате образуется p (пи)-связь. Она менее прочна, чем s-связь: перекрывание происходит диффузными боковыми частями орбиталей.

32)гибридизация атомных орбиталей. Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам. Гибридизация одной s- и одной p-орбитали (sp-гибридизация) происходит, например, при образовании галогенидов бериллияцинкакадмияи ртути. Атомы этих элементов в нормальном состоянии имеют во внешнем слое два спаренных s-электрона. В результате возбуждения один из s-электронов переходит в p-состояние – появляется два неспаренных электрона, один из которых s-, а другой p-электрон Перекрывание sp-орбиталей бериллия и p-орбиталей хлора в молекуле BeCl2. Гибридизация одной s- и двух p-орбиталей (sp2-гибридизация) имеет место, например, при образовании соединений бора. Возбужденный атом бора обладает тремя неспаренными электронами – одним s-электроном и двумя p-электронами. Из трех орбиталей образуются три эквивалентные sp2-гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу (рисунок 3.6). Действительно, как показывают экспериментальные исследования, молекулы таких соединений бора, как BГ3 (Г-галоген), B(CH3)3 – триметилбор, B(OH)3 – борная кислота, имеют плоское строение. При этом три связи бора в указанных молекулах имеют одинаковую длину и расположены под углом 120°.Перекрывание sp2-орбиталей бора и p-орбиталей хлора в молекуле BCl3. sp3-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. Гибридизация одной s- и трех p-орбиталей (sp3-гибридизация) характерна, например, для углерода и его аналогов – кремния и германия.

36) Комплексные соединения— частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Комплексное соединение – химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. Комплексные соединения имеют важное значение для живых организмов, так гемоглобин крови образует комплекс с кислородом для доставки его к клеткам, хлорофилл находящийся в растениях является комплексом. Вернер разделил все неорганиче­ские вещества на так называемые со­единения первого и высшего поряд­ка. К соединениям первого порядка он отнёс главным образом достаточ­но простые по своей структуре веще­ства (Н2О,NaCl, PCl3). Соединениями высшего порядка учёный предложил считать продукты взаимодействия между собой соединений первого порядка — кристаллогидраты, амми­акаты, полисульфиды, двойные соли, а также комплексные соединения. Комплексное соединение, по Вернеру, должно иметь в своей структу­ре центральный атом (ион), который равномерно окружён различными ионами или нейтральными молекула­ми, позднее их назвали лигандами. Число донорных атомов лигандов, непо­средственно связанных с централь­ным атомом, называется его коорди­национным числом. Вернер предложил в каждом ком­плексе различать две координацион­ные сферы: внутреннюю и внешнюю. При записи состава комплексных со­единений принято центральный атом вместе со всеми ионами и молекула­ми, входящими во внутреннюю сфе­ру, заключать в квадратные скобки. Вне скобок остаются лишь внешнесферные ионы, нейтрализующие заряд комплексного иона; в ряде комп­лексов внешняя сфера может и отсут­ствовать.

37) диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность (устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. Значения констант нестойкости комплексных ионов находятся в определенной зависимости от электронного строения иона-комплексообразователя и энергетического состояния комплексного иона. [Cu(NH3)4]2+ Кнест = [Cu2+] * [NH3]4 / [Cu(NH3)42+] Устойчивость. Комплексные соединения в растворе определяется константой диссоциации К его комплексного иона:  . Уравнение электролитической диссоциации: K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат(II) калия,K4[Fe(CN)6 4K+ + [Fe(CN)6]4–. Диссоциация — процесс распада на ионы.

38) Химическая связь в комплексных соединениях и их строение: В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В молекулярных комплексных соединениях связь между комплексами межмолекулярная. В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью. Рассмотрим ее образование на примере аквакатиона железа(II). Этот ион образуется по реакции: FeCl2кр + 6H2O = [Fe(H2O)6]2 + 2Cl

39) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:2H2O → 2H2 + O2 Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl2 + H2O → HClO + HCl Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:NH4NO3 → N2O + 2H2O.

40) важнейшие окислители и восстановители. Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны, иными словами, окислитель — это акцептор электронов. Это: O2 кислород, O3 озон, Пероксиды, Hal2 галогены, ClO гипохлориты, ClO3 хлораты, HNO3 азотная кислота, H2SO4, конц. серная кислота, Шестивалентный хром, MnO2 оксид марганца(IV), MnO4 перманганаты, Катионы металлов и H+ . ВОССТАНОВИТЕЛИ, вещества, отдающие электроны в окислит.-восстановит. р-циях. К сильным В. принадлежат щелочные и щел.-зем. металлы, Al, Si, С, Н2 и ряд др. простых веществ, гидриды металлов и соед., содержащие неметаллы с отрицат. степенями окисления (  и др.). Очень сильной восстановит. способностью обладают растворы, содержащие своб. или сольватированные электроны, например аммиачные растворы щелочных и щел.-зем. металлов а также атомарный водород. Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует. Например, окислительно-восстановительную двойственность проявляют все неметаллы (кроме фтора и кислорода), нитриты, сульфиты, некоторые сложные вещества:SO2 (+4),HNO3 (+3)

41)стандартные электродные потенциалы. В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции:окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ее ЭДС положительна, т. е. ЭДС = Eo окисл - Eo восст > 0. Если ЭДС окажется отрицательной, то реакция протекает в обратном направлении. Так реакция 2 Fe (3+) + 2 I (-) = 2Fe(2+) + I2 будет протекать только слева направо,но не в обратном направлении.

1. общая характеристика подгруппы галогенов. В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (ас­тат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева.На внешнем энергетичес­ком уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств.Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления : +1, +3, +5, +7. У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но посколь­ку хлор находится в третьем периоде,то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов. Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF — фтороводородная (плавиковая), НСl — хлороводородная (соляная), НВr — бромводородная,НI — йодоводородная.

4. Хлорная вода — водный раствор хлора. Содержит молекулы хлора (Cl2), хлорноватистую кислоту (HClO) и хлороводород (HCl). Хлорноватистая кислота и хлороводород образуются по реакции диспропорцинирования: . Получение: в хлораторе, путем насыщения воды газообразным хлором. Химические свойства: Сильный окислитель, прежде всего благодаря образованию атомарного кислорода в момент выделения. Применение: Используется для обеззараживания воды в бассейнах способом хлорирования, очень слабый раствор хлора в питьевой воде обеспечивает ее обеззараживания без нанесения большого ущерба здоровью. Влияние на здоровье человека: Хлорамины (NH2Cl) раздражают кожу и глаза. Хлорированная вода способна усилить угревую сыпь, также хлор сушит кожу. 

2. способы получения галогенов. Получение галогенов Фтор - может быть получен только путем электролиза. В настоящее время используют электролиз расплава смеси KF и HF в никелевом электролизере (катод) с графитовым анодом. Электролизер снабжен пористой диафрагмой для предотвращения смешивания фтора и водорода. Полученный фтор хранят в никелевых баллонах. Хлор - в промышленности получают при электролизе водных растворов хлоридов натрия или калия: 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2 Полученный хлор осушают концентрированной серной кислотой, сжижают под давлением и хранят в стальных баллонах. В лаборатории для получения хлора используют окисление соляной кислоты различными окислителями, например: MnO2 + 4HCl = MnCl2 + 2H2O + Cl2 - при нагревании. В качестве окислителей используются также K2Cr2O2, Сa(OСl)2, KMnO4, PbO2. Бром и иод - получают в промышленности вытеснением их газообразным хлором из подземных рассолов (бром): 2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2 или из золы морских водорослей и попутных буровых вод (иод): 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 В лаборатории бром и иод получают по реакции: 2NaBr + 2H2SO4 + MnO2 = Na2SO4 + MnSO4 + Br2 - при нагревании. Астат - получен искусственно по ядерной реакции: 20783Bi + 42He = 21085At + 10n Применение. Фтор используют для получения фторосодержащих пластмасс (тефлон), теплоносителей для холодильных машин (фреоны). Хлор применяют: а) в производстве соляной кислоты б) при получении хлорной извести в) в производстве солей - гипохлоритов, хлоратов, перхлоратов г) для дезинфекции воды д) в производстве растворителей - дихлорэтана, четыреххлористого углерода е) выделения некоторых металлов из руд (например золота) Бром служит для получения бромида серебра (фотография), некоторых других бромидов и органических красителей. Иод используют в медицине (раствор иода в этиловом спирте), в химическом анализе и для очистки редких металлов (“иодидное рафинирование”).

3.водородные соединения галогенов. ГАЛОГЕНВОДОРОДЫ Общая характеристика. Связь в молекулах галогеноводородов Н-Г ковалентная полярная, длина связи в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, а прочность связи уменьшается. В связи с этим термическая устойчивость галогеноводородов уменьшается от фтора к иоду. Водородные связи наиболее сильные между молекулами HF. Физические свойства. При обычных условиях (100 кПа, 22оС) все галогеноводороды бесцветные газы с резким запахом, ядовиты или обладают удушающим действием. Растворимость галогеноводородов в воде высока. Растворимость HF в воде неограничена. Водный раствор HF называют плавиковой кислотой, HСl - соляной. Химические свойства. В водных растворах галогеноводороды диссоциируют как кислоты: НГ = Н+ + Г- Сила галогеноводородных кислот в ряду HF-HCl-HBr-HI возрастает, HF - слабая кислота, HCl и другие - сильные. Фтороводород - способен реагировать с SiO2: 4HF + SiO2 (газ) = SiF4 (газ) + 2H2O 6HF (водн. р-р.)+ SiO2 = H2SiF6 (кремнийфтороводородная кислота)+ 2H2O Вследствие димеризации фтороводород способен образовывать кислые соли, например при недостатке щелочи KOH + 2HF = KHF2 + H2O Хлороводород - из-за ограниченной растворимости HСl в воде при обычных. Соляная кислота проявляет свойства сильных кислот-неокислителей: а) взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 б) с основными оксидами и амфотерными оксидами: CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O; ZnO + 2HCl = ZnCl2+ H2O в) с оснонованиями: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O г) с солями - вытесняет более слабые кислоты: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2+ H2O д) с аммиаком образует соли аммония: NH3 + HCl = NH4Cl е) сильными окислителями хлорид-оин может быть окислен до свободного хлора: 16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O Бромоводород и иодоводород проявляют свойства, аналогичные хлороводороду, однако окисляются значительно легче, чем HСl, например, концентрированной серной кислотой: 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O; 6HI + H2SO4 = 3I2 + S + 4H2O Иодоводород проявляет настолько сильные восстановительные свойства, что восстанавливает Fe3+ до Fe2+: 2FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl и горит при поджигании в кислороде: 4HI + O2 = 2I2 + 2H2O Получение галогеноводородов. Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF - при нагревании Хлороводород в промышленности получают: а) синтезом из простых веществ: H2 + Cl2 = 2HCl б) в реакциях хлорирования органических соединений: RH + Cl2 = RCl + HCl В лаборатории HCl получают действием концентрированной серной кислоты на NaCl или KСl: NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl - при нагревании. Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr3 и PI3: PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr; PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI иодоводород получают также пропусканием сероводорода в водную суспензию иода: I2 + H2S = S + 2HI Применение галогеноводородов и их солей. Водный раствор HF (плавиковую кислоту) используют для травления стекла, очистки литья от материала литниковой формы (песка), получения солей - фторидов. Соляная кислота применяется при травлении металлов, для получения хлоридов, безводный хлороводород используется в органических синтезах. Бромоводород используют для получения бромидов, иодоводород - в качестве восстановителя. Практическое применение имеют соли галогеноводородных кислот: NaCl - в пищевой промышленности, сырье для химической промышленности, консервант KСl – удобрение ZnCl2 - в качестве флюса при пайке металлов CaCl2 (безводный) - в качестве осушителя AlCl3- катализатор в органических синтезах HgCl2 - “сулема” - сильный яд AgCl и AgBr - в фотографии.

5. Хло́рная и́звесть Ca(Cl)OCl — смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к так называемым смешанным солям. Получение: Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция): . Реально продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(OCl)2, CaCl2, Ca(OH)2 и кристаллизационной воды. Формально его состав выражают формулой Ca(Cl)OCl. Свойства: На воздухе хлорная известь медленно разлагается по схеме: ., термическое разложение; . Применение: Широко используется для отбеливания и дезинфекции.

8.Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при нормальных условиях). Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом или снегом, а в газообразном — водяным паром. Является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы). Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время — достаточную сложность образующихся комплексных соединений. Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время. Живое человеческое тело содержит от 55 % до 78 % воды, в зависимости от веса и возраста. Потеря организмом человека более 10 % воды может привести к смерти. Для нормального функционирования организма человеку нужно усвоить около 3 литров воды за день в зависимости от температуры и влажности окружающей среды, физической активности и т. д.

10. Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. РОЛЬ В ОВР: Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO2, а наиболее сильными восстановителями — до S и H2S. Концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты. Применение: в производстве минеральных удобрений; для получения различных минеральных кислот и солей; в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ; в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор);

6. кислородосодержащие кислоты галогенов. Кислородсодержащие кислоты хлора малостойки. Все они являются окислителями. Соединения хлора со степенью окисления +1. Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Со степенью окисления +3. Хлористая кислота HClO2. В свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. В водном растворе хлористая кислота - это кислота средней силы. Со степенью окисления +4. Оксид хлора (IV) ClO2. Является сильным окислителем. В лаборатории получают действием крнцентрированной серной кислоты на бертолетову соль. Со степенью окисления +5. Хлорноватая кислота HClO3. В свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO2 и HClOПолучают действием на ее соли разбавленной серной кислоты. Со степенью окисления +7. Хлорная кислота HClO4. В водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора.  В разбавленных растворах находит применение в качестве реактива при химических анализах. Безводная окисляет бумагу, дерево, уголь до их воспламенения. Соли соляной кислоты - хлориды, хорошо растворимы в воде. Образование осадка AgCl при взаимодействии ионов Сl- с ионами Ag+ используется в качественном анализе. Применение: применяют в производстве хлорсодержащих органических соединений,неорганических веществ, для отбелки целлюлозы и тканей, для санитарных нужд и обеззараживания (хлорирования) воды. ФТОР: Известен фторид кислорода - OF2, окислителем тут является фтор, а не кислород. Фторид кислорода не способен к образованию кислоты при взаимодействии с водой - он просто гидролизуется. БРОМ: образует ряд кислородсодержащих кислот. Бромноватистая кислота НВгО существует только в разбавленных водных растворах; является слабой кислотой, сильный окислитель. При стоянии диспропорционирует на НВr и НВrО3, в присутствии катализаторов (Pt, Fe) или под действием света разлагается с выделением О2; получают гидролизом Вr2. Соли НВrO2 применяется для расшлихтовки тканей (удаления крахмала). Соли НВrO3 (броматы) используется для получения НВrO3. ЙОД: Иодноватая кислота — сильная одноосновная кислота, обладает окислительными свойствами HIO3 + 5HI → 3I2 + 3H2O. Соли иодноватой кислоты называют иодатами. Иодаты разлагаются только выше 400 °C. Они обладают сильными окислительными свойствами. Иодная кислота HIO4 (Н5IO6)— слабая кислота, гигроскопичное кристаллическое вещество. В зависимости от условий реакции (концентрация, рН) иодная кислота образует ряд солей, содержащих ионы, IO65−, IO53−, IO4−и I2O94− – соответственно орто-, мезо-, мета- и дипериодаты. Соли иодной кислоты (периодаты) являются сильными окислителями, при нагревании разлагаются с выделением кислорода и иодида: NaIO4 → NaI + 2O2↑.Иодная кислота и ее соли применяются в аналитической химии как окислители и при анализе структуры углеводов.

7. общая характеристика подгруппы кислорода. В подгруппу кислорода входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный металл). Это р-элементы VI группы периодической системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды». У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns24. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окис­ления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обыч­но -2 и в соединении со фтором +2. Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электричество. Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н2R (R - символ элемента): Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом по­рядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода,диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом.

9. Сероводоро́д — бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H2S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. Получение: Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды: . Взаимодействие сульфида алюминия с водой . Сплавлением парафина с серой. Свойства: Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H2). Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна. В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочных водородных связей, поэтому сероводород является газом. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота. Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем Сероводородная кислота, слабая, двухосновная кислота, раствор сернистого водорода H2S в воде. Сероводородная кислота неустойчива: H2S медленно окисляется кислородом воздуха с выделением серы. Образует соли 2 типов — сульфиды и гидросульфиды. В водных растворах сероводород ведет себя как слабая двухосновная кислота, которая диссоциирует в 2 ступени: Кд1 = 8,9 *10^-8. Кд2 = 1,3 * 10 ^-13. 1)H2S -> H+ + HS- 2) HS- -> H+ + S^2-; В окислительно- восстановительных реакциях сероводород играет роль сильного восстановителя, может окисляться до свободной серы, оксидов серы (IV) и (VI). Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены. Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M2+(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al2S3, Cr2S3 и др.) часто проходит необратимо. Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами.

11. соединения серы в степени окисления +4.Окси́д се́ры (IV) — SO2. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты. SO2 — один из основных компонентов вулканических газов. ПРИМЕНЕНИЕ: Большая часть оксида серы (IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в слабоалкогольных напитках в качестве консерванта. Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы (IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, т. е. материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. РОЛЬ В ОВР:  Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается: SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr; В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO2 оксидом углерода(II): SO2 + 2CO → 2CO2 + S↓.

12. общая характеристика подгруппы азота. Подгру́ппа азо́та, или пниктоге́ны (пникти́ды) — химические элементы 15-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы V группы)[2]. В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi[3]. Все элементы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5[3]. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементовочень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

15. азотистая кислота и ее соли. Азо́тистая кислота HNO2 — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO2, все они токсичны. В ОВР: Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н2О2, KMnO4) окисляется в HNO3: 5HNO2 + 2HMnO4 → 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O; Применение: Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.

13. Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:.Аммиак также является очень слабой кислотой,  способен образовывать с металлами соли — амиды.  Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком: . При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке: 3CuO + 2NH4Cl → 3Cu + 3H2O +2HCl + N2. ПРИМЕНЕНИЕ: В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя. В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. Получение: Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 91,84 кДж. Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.

14. Азо́тная кислота́ (HNO3), — сильная одноосновная кислота. Химические свойства: Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения: HNO3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует: а) с основными и амфотерными оксидами: б) с основаниями: в) вытесняет слабые кислоты из их солей: Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. С металлами:  Как кислота-окислитель, HNO3взаимодействует: а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода: Концентрированная HNO3 Разбавленная HNO3 б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Нитраты: HNO3 — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом: а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния: 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью: 4Al(NO3)3 = 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути: 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 г) нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O. Обнаружение: Соли азотной кислоты — нитраты — широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

16. Биологическая роль азота: Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16—18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов,хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2 %, по массовой доле — около 2,5 % (четвёртое место после водорода, углерода и кислорода). В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот. Применение: Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941. Газообразным азотом заполняют камеры шин шасси летательных аппаратов. Биологическая роль фосфора: Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей. Применение: Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка.

17.мышьяк и его соединения. Мышья́к — химический элемент 15-й группы четвёртого периода периодической системы; имеет атомный номер 33, обозначается символом As. Простое вещество представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета. B соединениях Мышьяк имеет степени окисления +5, +3 и -3. При нагревании на воздухе выше 400 °C Мышьяк горит, образуя As2O3. С галогенами Мышьяк соединяется непосредственно; при обычных условиях AsF5 - газ; AsF3, AsCl3, AsBr3 - бесцветные легко летучие жидкости; AsI3 и As2I4 - красные кристаллы. При нагревании Мышьяка с серой получены сульфиды: оранжево-красный As4S4 и лимонно-желтый As2S3Обнаружение: Мышьяк — рассеянный элемент. Содержится в земной коре, в морской воде.  В небольших концентрациях часто содержится в свинцовых, медных и серебряных рудах. Влияние на живой организм: Мышьяк и все его соединения ядовиты. На территориях, где в почве и воде избыток мышьяка, он накапливается в щитовидной железе у людей и вызывает эндемический зоб. Мышьяк употребляетcя и в ветеринарии, как довольно эффективное противогельминтозное средство для лечения овец. В некоторых живых организмах мышьяк является необходимым элементом, занимая место фосфора в биохимических реакциях. Применение: Мышьяк используется для легирования сплавов свинца, сульфидные соединения мышьяка — аурипигмент и реальгар — используются в живописи в качестве красок и в кожевенной отрасли промышленности в качестве средств для удаления волос с кожи.

18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Главную подгруппу IV группы периодической системы образуют пять элементов - углерод, кремний, германий, олово и свинец. В связи с тем, что от углерода к свинцу радиус атома увеличивается, размеры атомов возрастают, способность к присоединению электронов, а следовательно, и неметаллические свойства будут ослабевать, легкость же отдачи электронов - возрастать. Уже у германия проявляются металлические свойства, а у олова и у свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, углерод и кремний относят к неметаллам, германий причисляют как к металлам, так и к неметаллам, а олово и свинец - металлы. Применение и воздействие: Графит используется в карандашной промышленности. В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода. Углерод является основой всех органических веществ. Любой живой организм состоит в значительной степени из углерода. Для некоторых организмов кремний является важным биогенным элементом. Он входит в состав опорных образований у растений и скелетных — у животных. В больших количествах кремний концентрируют морские организмы — диатомовые водоросли, радиолярии, губки. Большие количества кремния концентрируют хвощи и злаки. Сырьё для металлургических производств. Малые количества германия не оказывают физиологического действия на растения, но токсичны в больших количествах. Для животных германий малотоксичен. Олово используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами. Металлическое олово не токсично, что позволяет применять его в пищевой промышленности. Олово представляет опасность для человека в виде паров и различных аэрозольных частиц, пыли. Нитрат свинца применяется для производства мощных смесевых взрывчатых веществ. Широкого применения в медицине свинец не получил из-за своей высокой токсичности.

19. Кислородосодержащие соединения углерода: кальцит СаСО3, доломит CaMg(CO3)2, магнезит MgCO3, сидерит FeCO3, витерит ВаСО3, баритокальцит BaCa(CO3)2 и др. Существуют и минералы, представляющие собой основные карбонаты, например, малахит CuCO3·Cu(ОН)2. Цианиды — соли цианистоводородной (синильной) кислоты.  Метод получения цианида натрия — сплавление цианамида кальция с углем и хлоридом натрия либо содой: CaCN2 + C + 2 NaCl  2 NaCN + CaCl2 Многие цианиды очень ядовиты. 

20. Кремний — элемент главной подгруппы 4 группы 3 периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 14. Обозначается символом Si.  Для атомов кремния является характерным состояние sp3-гибридизации орбиталей.  В соединениях кремний обычно также проявляет себя как четырёхвалентный элемент со степенью окисления +4 или −4. Встречаются двухвалентные соединения кремния, например, оксид кремния (II) SiO. Чаще всего в природе кремний встречается в виде кремнезёма — соединений на основе диоксида кремния (IV) SiO2 (около 12 % массы земной коры). Основные минералы и горные породы, образуемые диоксидом кремния — это песок (речной и кварцевый),кварц и кварциты, кремень, полевые шпаты. Вторую по распространённости в природе группу соединений кремния составляют силикаты и алюмосиликаты. Применение: для производства солнечных батарей, сырьё для металлургических производств, для некоторых организмов кремний является важным биогенным элементом.

21. Общая характеристика элементов 3 группы главной подгруппы: Алюминий — основной представитель металлов главной под­группы III группы Периодической системы. Свойства его анало­гов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns21 и могут проявлять степень окисления +3. С увеличением атомной массы усиливается металлический ха­рактер элементов. Бор — неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) — металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In и Тl — чрезвычайно мягкие. Применение: галлий используют для изготовления термометров, индий используют в рефлекторах и прожекторах, хлориды галлия и индия применяют в органическом синтезе как катализаторы, сульфид таллия необходим для изготовления фотоэлементов.

22. Бор  химический элемент III группы периодической системы, атомный номер 5,  на внешней оболочке атома Бора находятся всего 3 электрона (электронная конфигурация 2s22p1). В соединениях ионного типа Бор 3-валентен. Применение и соединения: Бор в небольших количествах вводят в сталь и некоторые сплавы для улучшения их механических свойств, сам Бор и его соединения - нитрид BN, карбид B4C3, фосфид ВР и другие - применяют как диэлектрики и полупроводниковые материалы. Обширное применение находят борная кислота и ее соли (прежде всего бура), бориды и другие. BF3 - катализатор некоторых органических реакций.  Бор относится к числу химических элементов, которые в очень малых количествах содержатся в тканях растений и животных.

23. Алюми́ний — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 13. Обозначается символом Al. Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния). В природе алюминий в связи с высокой химической активностью встречается почти исключительно в виде соединений: Бокситы — Al2O3 · H2O, Нефелины — KNa3[AlSiO4]4, Корунд (сапфир, рубин, наждак) — Al2O3, Хризоберилл (александрит) — BeAl2O4. Применеиие: Широко применяется как конструкционный материал. Алюминий применяют для восстановления редких металлов из их оксидов или галогенидов. В стекловарении используются фторид, фосфат и оксид алюминия. Алюминий зарегистрирован в качестве пищевой добавки Е173.

24. общая характеристика элементов главной подгруппы 2 группы. Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы, т к гидроксиды их обладают щелочными свойствами, а оксиды сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов. Общая валентная электронная формула элементов  IIА группы – ns2. Проявляют степень окисления +2. Металлы элементов IIA группы довольно сильные восстановители, химически активны и встречаются в природе только в виде соединений. В свободном состоянии – легкие металлы. Применение: наибольшее значение в промышленности имеют бериллий и магний, бериллий используют в рентгеновских трубках, сплавы бария со свинцом находят применение в типографии. Металлический кальций используют для восстановления из руд хрома, рубидия и др. металлов.

25. Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния. Методы устранения: Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи: Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O. Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O. Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки. Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. 

31. Ма́рганец — элемент побочной подгруппы 7 группы 4 периода , с атомным номером 25. Обозначается символом  Простое вещество марганец  — металл серебристо-белого цвета. Электронная конфигурация:3s2p6d54s2 Степени окисления: 0 (Mn), +2 (MnO – основной оксид, Mn(OH)2, MnSO4), +4 (MnO2 – амфотерный оксид, Mn(OH)4, H4MnO4), +6 (MnO3 – кислая среда, H2MnO4 – слабая кислота), +7 (Mn2O7, HMnO4 – сильная кислота). С увеличением степени окисления основной характер оксидов и гидроксидов его ослабевает и через амфотерный переходит в кислотный.

26. Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет. Энергия ионизации представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом состоянии на бесконечность. Роль в ОВР: восстановительная активность растет при переходе от лития к францию с увеличением радиусов атомов и уменьшением энергии ионизации. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Соединения: Для получения гидроксидов (ЭОН) щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Образуют соединения ионного типа. Щелочные металлы всегда находятся в соединениях в виде положительно заряженных ионов. Их ионы на внешнем уровне имеют по 8 электронов (литий 2),не проявляют окислительных свойств. Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3(карбонаты). Есть оксиды (Э2О), пероксиды (Э2О2), супероксиды (Э2О4). Биологическая роль: По содержанию в организме человека натрий и калий относятся к макроэлементам, остальные – литий, рубидий и цезий– микроэлементам. Щелочные металлы в виде различных соединений входят в состав тканей животных и человека. Натрий и калий – жизненно необходимые элементы, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ. Применение. Щелочные металлы применяются как в промышленности, так и в химических лабораториях, например для синтезов. Литий используется для получения твердых легких сплавов.

27. Хром — элемент побочной подгруппы 6 группы 4 периода периодической системы с атомным номером 24. Cr .Простое вещество— твёрдый металл голубовато-белого цвета. Конфигурация внеш. электронных оболочек атома 3d54s1. Степени окисления: 0 (Cr), +2 (CrO – основной оксид, Cr(OH)2 – слабый оксид), +3 ( Cr2O3 – амфотерный оксид, Cr(OH)3, H3CrO3, HCrO2), +6 (CrO2 – кислотный оксид, H2CrO4, H2Cr2O7). Кислотно-основные свойства: характер оксидов и гидроксидов хрома меняется с увеличением степени окисления: основной характер ослабевает и через амфотерный переходит в кислотный. Применение: Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов.

28. Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления: 0 (Cr – восстановитель), ), +2 (CrO – чаще восстановитель, ОВД) +О2(возд) = +3 ( Cr2O3, NaCrO2 – чаще восстановитель,ОВД), +6 ( СrO3, K2Cr2O7, K2CrO4 – окислитель).

29. Амфотерность гидроксида хрома (III): Гидроксид хрома(III) Cr(ОН)3 обладает амфотерными свойствами, растворяется в кислотах и в щелочах 1)окислитель 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O и Сr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O. 2) Cr(OH)3 + 3KOH = K3CrO3 + 3H2O и Cr(OH)3 + 3OH- = CrO3- + 3H2O. Хроматы (СrO3): Хромат-ион при подкислении переходит в дихромат-ион (при этом окраска раствора становится оранжевой), в растворах существует равновесие между хромат- и дихромат-ионами:2CrO42− + 2H+ ↔ 2HCrO4 ↔ Cr2O72− + H2O. Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, а дихроматы — в кислой.

30.хромовая и дихромовая кислоты. Хромовая кислота H2CrO4,соль CrO3, дихромовая кислота K2Cr2O7.  Дихроматы, как и хроматы, в кислой среде являются сильными окислителями (6-валентный Cr восстанавливается до 3-валентного), например: K2Cr2O7 + 14HCl = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O.

32. Окислительно - восстановительные свойства соединений марганца в зависимости от степени окисления: 0 (Mn – восстановитель), +2 (MnO – ОВД), +4 (MnO2 – ОВД), +6 (MNO3, K2MnO4 – ОВД), +7 (Mn2O7, KMnO4 – окислитель). С увеличением степени окисления марганца ослабевают восстановительные свойства его соединений и через ОВД переходит в окислительные свойства.

33. Поведение перманганата калия в различных средах: KMnO4 только окислитель в ОВР,т к Mn в степени окисления +7. На его окислительные свойства влияет среда: MnO4 (KMnO4) + восстановитель +1) H+ = cоли Mn2+;2)+H2O = Mn+4O2;3)+OH- = MnO4(2-) (K2MnO4 – химический хамелеон, неустойчив в слабощелочной среде и диспропорционирует на MnO2 и KMnO4). КИСЛАЯ СРЕДА:2KMn(+7)O4(ок) + 5KN(+3)O2(вос) +3H2SO4(р) кислая среда, солеобразователь = 2Mn(2+)SO4 + 5KN(+5)O3 + K2SO4 + 3H2O. в нейтральной среде: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH; в щелочной среде: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O;Применение: Разбавленные растворы перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор. Щелочной раствор перманганата калия хорошо отмывает лабораторную посуду от жиров и других органических веществ.

34. общая характеристика триады железа. Элементы триады железа (железо, кобальт, никель) находятся в побочной подгруппе VIII группы. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. В своих устойчивых соединениях эти элементы проявляют степени окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2O3. Им соответствуют гидроксиды состава R(ОН)2 и R(ОН)3. В обычном состоянии железо, кобальт, никель представляют собой тяжелые серебристо-белые металлы с высокими температурами плавления. Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем и бором. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II).РОЛЬ: В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса, называемого гемом. В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине — важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных.

35. Желе́зо — элемент побочной подгруппы 8 группы 4 периода  с атомным номером 26. Обозначается символом Fe. Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью. Схема строения атома: Fe+26)2)8)14)2. Электронная формула атома 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3d6. Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и белоснежный гидроксид Fe(OH)2. Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) — слабый восстановитель. Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3. Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства. Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий. Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида с свободном виде не существует, но получены соли — ферраты (например, K2FeO4). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты — сильнейшие окислители. РОЛЬ: В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания), является главным действующим элементом гемоглобина крови. ПРИМЕНЕНИЕ: Железо — один из самых используемых металлов, на него приходится до 95 % мирового металлургического производства. Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов.

Соседние файлы в предмете Биохимия