- •1. Материя и ее движение
- •2 Вещества и их изменение. Предмет неорганической химии
- •3. Закон сохранения массы. Основное содержание атомно-молекулярного учения
- •4. Эквивалент. Закон эквивалентности. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ
- •5. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •6. Теория химического строения
- •7. Общая характеристика p-, s-, d-элементов
- •8. Ковалентная связь. Метод валентных связей
- •9. Неполярная и полярная ковалентные связи
- •10. Многоцентровые связи
- •11. Ионная связь
- •12. Водородная связь
- •13. Превращение энергии при химических реакциях
- •14. Цепные реакции
- •15. Общие свойства неметаллов
- •16. Водород
- •17. Вода
- •18. Перекись водорода
- •19. Общая характеристика подгруппы галогенов
- •20. Хлор. Хлороводород и соляная кислота
- •21. Краткие сведения о фторе, броме и йоде
- •22. Общая характеристика подгруппы кислорода
- •23. Кислород и его свойства
- •24. Озон и его свойства
- •25. Сера и ее свойства
- •26. Сероводород и сульфиды
- •27. Свойства серной кислоты и ее практическое значение
- •28. Азот. Сигма– и пи-связи
- •29. Общая характеристика подгруппы азота
- •30. Аммиак
- •31. Соли аммония
- •32. Оксиды азота
- •33. Азотная кислота
- •34. Фосфор
- •35. Аллотропные модификации фосфора
- •36. Оксиды фосфора и фосфорные кислоты
- •37. Минеральные удобрения
- •38. Углерод и его свойства
- •39. Аллотропные модификации углерода
- •40. Оксиды углерода. Угольная кислота
- •41. Кремний и его свойства
- •42. Понятие коллоидных растворов
- •43. Соли кремниевой кислоты
- •44. Получение цемента и керамики
- •45. Физические свойства металлов
- •46. Химические свойства металлов
- •47. Металлы и сплавы в технике
- •48. Основные способы получения металлов
- •49. Коррозия металлов
- •50. Защита металлов от коррозии
- •51. Общая характеристика подгруппы лития
- •52. Натрий и калий
- •53. Едкие щелочи
- •54. Соли натрия и калия
- •55. Общая характеристика подгруппы бериллия
- •56. Кальций
- •57. Оксид и гидроксид кальция
- •58. Жесткость воды и способы ее устранения
- •59. Общая характеристика подгруппы бора
- •60. Алюминий. Применение алюминия и его сплавов
- •61. Оксид и гидроксид алюминия
- •62. Общая характеристика подгруппы хрома
- •63. Хром
- •64. Оксиды и гидроксиды хрома
- •65. Хроматы и дихроматы
- •66. Общая характеристика семейства железа
- •67. Железо
- •68. Соединения железа
- •69. Доменный процесс
- •70. Чугун и стали
- •71. Тяжелая вода
- •72. Соли соляной кислоты
39. Аллотропные модификации углерода
Углерод образует 5 аллотропных модификаций: кубический алмаз, гексагональный алмаз, графит и две формы карбина. Гексагональный алмаз найден в метеоритах (минерал лонсдейлит) и получен искусственно при очень высоком давлении и длительном нагревании.
Алмаз – самый твердый из всех природных веществ – используют для резки стекла и для бурения горных пород. Алмаз – прозрачное, бесцветное, кристаллическое вещество, обладающее высокой светопреломляемостью. Алмазы образуют отдельные кристаллы, образующие кубическую гранецентрированную решетку – одна половина атомов в кристалле расположена в вершинах и центрах граней одного куба, а другая – в вершинах и центрах граней другого куба, смещенного относительно первого в направлении его пространственной диагонали. sp3-гибридизация. Атомы образует трехмерную тетраэдрическую сетку, где они связаны ковалентными связями.
Из простых веществ алмаз имеет максимальное число атомов, расположенных плотно друг к другу, отчего он прочный и твердый. Прочность связей в углеродных тетраэдрах (?-связи) обуславливает высокую химическую устойчивость алмаза. На него действует лишь F2 и O2 при 800 °C.
При сильном нагревании без доступа воздуха алмаз переходит в графит. Графит – кристаллы темно-серого цвета, со слабым металлическим блеском, маслянистый на ощупь. sp3-гибридизация. Каждый атом образует по 3 ковалентных ?-связи с соседними атомами под углом 120° – образуется плоская сетка, состоящая из правильных шестиугольников, в вершинах которых находятся атомы С. Образовавшиеся слои С идут параллельно друг другу. Связи между ними слабые, их обеспечивают электроны, не участвующие в гибридизации орбиталей. Последние образуют ?-связи. Связь атомов С в разных слоях носит частично металлический характер – обобществление электронов всеми атомами.
Графит обладает относительно высокой электро– и теплопроводностью, стоек к нагреванию. Из графита изготавливают карандаши.
Карбин получен синтетически ? и ?-формы (поликумулен) каталитическим окислением ацетилена. Это твердые, черные вещества со стеклянным блеском. При нагревании без доступа воздуха переходят в графит.
Уголь – аморфный углерод – неупорядоченная структура графита – получается при нагревании углеродосодержащих соединений.
В природе имеется большие залежи угля.
Уголь имеет несколько сортов:
1) кокс;
2) костяной уголь;
3) сажа.
40. Оксиды углерода. Угольная кислота
Углерод с кислородом образует оксиды: СО, СО2, С3О2, С5О2, С6О9 и др. Оксид углерода (II) – СО. Физические свойства: угарный газ, без цвета и запаха, ядовит, в воде почти не растворим, растворим в органических растворителях, t кипения = -192 °C, t плавления = -205 °C. Химические свойства: несолеобразующий оксид. В обычных условиях малоактивен, при нагревании проявляет восстановительные свойства:
1) с кислородом: 2C+2O + O2 = 2C+4O2;
2) восстанавливает металлы из руд: C+2O + CuO = Сu + C+4O2;
3) с хлором (на свету): CO + Cl2 = COCl2(фосген);
4) с водородом: СО + Н2 = СН3ОН (метанол);
5) с серой: СО + S = СОS (сульфоксид углерода);
6) реагирует с расплавами щелочей: CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия);
7) с переходными металлами образует карбонилы: Ni + 4CO = Ni(CO)4, Fe + 5CO = Fe(CO)5.
СО легко соединяется с гемоглобином – Hb крови, образуя карбоксигемоглобин, препятствуя переносу О2 от легких к тканям: Hb + CO = HbCO.
При вдохе воздуха карбогемоглобин распадается на исходные продукты: HbCO?Hb + CO.
Получение:
1) в лаборатории – термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
2) в промышленности (в газогенераторах):
Оксид углерода (IV) СO2. Физические свойства: углекислый газ, без цвета и запаха, малорастворим в воде, тяжелее воздуха, t плавления = -78,5 °C, твердый CO2 – сухой лед, не поддерживает горение.
Получение:
1) в промышленности (обжиг известняка): CaCO3?CaO + CO2;
2) действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: CaCO3(мрамор) + 2HCl =CaCl2 + H2O + CO2; NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2.
Химические свойства: кислотный оксид, реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:
При повышенной температуре проявляет окислительные свойства: С+4O2 + 2Mg = 2Mg+2O + C0.
Качественная реакция – помутнение известковой воды: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3(белый осадок) + H2O.
Угольная кислота – слабая, существует в водном растворе: CO2 + H2O = H2CO3.
Соли: средние – карбонаты (СО32-), кислые – бикарбонаты, гидрокарбонаты (НС03-).
Карбонаты и гидрокарбонаты превращаются друг в друга:
Качественная реакция – «вскипание» при действии сильной кислоты: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2; CO32-+ 2H+= H2O + CO2.