- •1 )Комплексные соединения. Основные типы и номенклатура, структура и свойства.
- •3)Щелочные и щелочноземельные металлы. Получение, свойства, применение.
- •5)Жесткость воды. Методы её устранения.
- •8)Обзор свойств d-элементов. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их получение. Кислотно-сновные св-ва.
- •9) Окислительно-восстановительные свойства d-элементов и их соединений.
- •14)Селен, теллур, полоний. Физические и химические свойства. Возможные степени окисления. Соединения.
- •15) Сера. Сероводород. Сульфиды. Соединение серы с галогенами. Сероводород. Полисульфиды.
- •16) Сернистый ангидрид, сернистая кислота и ее соли. Тиосерная кислота, тиосульфат натрия.
- •17) Серный ангидрид, серная кислота и ее соли.
- •18)Олеум. Пиросерная к-та. Надсерная к-та. Пероксерная к-та.
- •19)Пятая главная подгруппа. Азот. Строение, физические и химические свойства. Степени окисления. Оксиды азота.
- •20)Аммиак. Строение молекулы. Свойства, применение, получение. Продукты замещения водорода и аммиака.
- •21) Азотная к-та. Получение, св-ва. Соли азотной к-ты.
- •22) Азотистая к-та. Овс азотистой к-ты и ее солей. Гидразин. Азидоводород.
- •23)Фосфор. Нахождение в природе, степени окисления. Оксиды и кислоты.
- •24)Фосфорная к-та. Минеральные удобрения, фосфин.
- •25)Мышьяк, сурьма, висмут. Нахождение в природе, степени окисления, получение, св-ва. Соединения с водородом.
- •26) Оксиды и кислоты мышьяка и сурьмы, гидролиз солей. Сульфиды и тиосоли элементов V главной подгруппы.
- •27) Углерод, строение атома, физ и хим св-ва. Оксиды. Угольная к-та. Соединения углерода с серой и азотом.
- •28)Кремний. Оксид кремния, кислоты, силикагель, соли кремниевых к-т. Стекло.
- •29)Германий, олово, свинец. Нахождение в природе, св-ва, оксиды гидроксиды. Свинцовый аккумулятор.
- •30)Бор. Бороводороды. Оксид Бора. Кислоты.
- •31)Алюминий.
- •32)Общая хар-ка эл-ов побочной подгруппы. Марганец, технеций, рений.
- •33) Оксиды и гидроксиды марганца.
- •35)Общая хар-ка эл-ов VI побочной подгруппы. Хром, молибден, вольфрам. Возможные степени окисления.
- •37)Хром. Природные соединения.
- •38)D-металлы V b-группы. (V, Nb, Ta)
- •39)Общая характеристика семейства железа. Железо. Важнейшие соединения железа.
- •40)Титан.
- •41)D-элементы iiiв группы. Скандий, иттрий, лантан, актиний. Строение атома. Физические и химические свойства. Соединения.
- •42)D-металлы II b-группы.
- •43) Платиновые Me
- •44) Серебро.
- •45) Медь.
16) Сернистый ангидрид, сернистая кислота и ее соли. Тиосерная кислота, тиосульфат натрия.
Получается при горении серы в кислороде: S+O2—SO2, SO2 безцветный газ газ с резким запахом. Св-ва: 1) SO2+H2O—H2SO4, 2)MgO+SO2—MgSO3, 3)SO2+NaOH—Na2SO3+H2O, 4)SO2+1/2O2—SO3. Для SO2 и сульфитов хар-ны восстановит. св-ва.: SO2+Cl2—SO2Cl2, Na2SO3+Cl2+H2O—NaHSO4+HCl. H2SO3 или сульфиты играют св-ва окислителей: H2SO3+H2S—S+H2O, Na2SO4-(t)-Na2S+Na2SO4. Сульфиты K и Na применяются для отбеливания материалов в текстильной пром-ти, в фотографии. Кислые соли H2SO3 – гидросульфиты. Гидросульфиты при нагревании превращаются в ди сульфиты 2NaHSO3-(t)-Na2S2O5+H2O. При нагревании с серой: Na2SO3+S—Na2S2O3. H2S2O3 – сильная к-та, при комнатной температуре не устойчива H2S2O3—S+SO2+H2O. Тиосульфат натрия сильный восстановитель.
17) Серный ангидрид, серная кислота и ее соли.
SO3 – безцветная легкоподвижная жидкость. SO2+1/2O2—SO3. Св-ва: SO3-(t)-SO2+1/2O2, SO3+HCl—HSO3Cl – хлорсульфоновая к-та. Она подвергается полному гидролизу: HSO3Cl+H2O—H2SO4+HCl. H2SO4 – безцветная маслянистая жидкость. Оч. сильно поглощает пары воды и поэтому применяется для осушения газов. Это окислитель. HY+H2SO4(конц)—H2S+Y2+H2O, HBr+H2SO4(конц)—SO2+Br2+H2O, C+H2SO4(конц)—CO2+SO2+H2O, S+H2SO4(конц)—SO2+H2O. H2SO4 – очень сильная двухосновная к-та. Холодная H2SO4 пассивирует железо. Большинство сульфатов растворимы в воде. Получение H2SO4: 1)Контактный метод. 1. Обжиг сульфидов. FeS2+O2—Fe2O3+SO2, CaSO4-(t)-CaO+SO2+O2. 2. Каталитическое окисление сернистого андигрида. SO2+1/2O2—SO3, SO3+H2O=H2SO4, H2SO4+SO3=олеум
18)Олеум. Пиросерная к-та. Надсерная к-та. Пероксерная к-та.
Олеум. Раствор SO3 в H2SO4-это олеум. Он применяется в промышленности для очистки нефтепродуктов, для производства красителей и взрывчатых веществ. В олеуме часть молекул SO3 соединяется с H2SO4 получается двусерная кислота или пиросерная. SO3+H2SO4—H2S2O7.Соли – пиросульфаты. Получаются при нагревании гидросульфатов. 2KHSO4=K2S2O7+H2O. Известны пирокислоты: H2SO5-пироксерная, H2S2O8-надсерная – она получается при электролизе 50% раствора серной кислоты. H2S2O8+H2O2—2H2SO5, пироксерная и надсерная к-ты кристаллические вещ-ва, легко разлагаются на H2SO4 и O2. Получение олеума:Контактный метод. 1. Обжиг сульфидов. FeS2+O2—Fe2O3+SO2, CaSO4-(t)-CaO+SO2+O2. 2. Каталитическое окисление сернистого андигрида. SO2+1/2O2—SO3, SO3+H2O=H2SO4, H2SO4+SO3=олеум
19)Пятая главная подгруппа. Азот. Строение, физические и химические свойства. Степени окисления. Оксиды азота.
N, P, As, Sb, Bi ---- усиление металлических св-в.
Азот. Азот – главная составляющая воздуха 78,2% в земной коре включает гидросферу и атмосферу. В виде неорганических соединений азот встречается в небольших количествах – селитры, входят в состав белков живых организмов. Получение азота сводится к отделению его от кислорода или получают разложением некоторых веществ. Азот – бесцветный газ, без запаха, малорастворим в воде при комнатной t взаимодействует только с литием, при нагревании с Mg, Ca, Ti. С водородом только при высокой t и в присутствии катализатора. С кислородом при 4000С. Применение. В основном как сырье для получения аммиака, для заполнения эл.ламп, для создания инертной среды при проведении некоторых хим. реакций или при перекачке горючих жидкостей. Оксиды азота. N2O-закись азота NH4NO3=N2O+2H2O.Не реагирует с водой и кислотами. Этот газ используется при наркозе смеси с кислородом. Большие количества N2O действуют на нервную систему, поэтому его называют "веселящим" газом. NO- окись азота –бесцветный газ, относится к безразличным оксидам, т.к. не образует кислоты. Cu+HNO3=Cu(NO3)2+NO+H2O Смесь равных объёмов водорода и NO при нагревании взрывается. Может быть и окислителем и восстановителем. NO2- двуокись азота – бурый ядовитый газ, при взаимодействии с водой: NO2+H2O=HNO3+HNO2 HNO2=HNO3+NO+H2O. С щелочами: NO2+NaOH—NaNO2+NaNO3+H2O
N2O3-азотистый ангидрид – темно-синяя жидкость, уже при низких t разлагается на NO и NO2, ему соответствует азотистая кислота HNO2.
N2O5-азотный ангидрид – белые кристаллы, при комнатной t разлагается на NO2 и кислород.