- •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.
20)Аммиак. Строение молекулы. Свойства, применение, получение. Продукты замещения водорода и аммиака.
Аммиак. В лабораториях получают: 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+2H2O. Для осушения аммиак пропускают через смесь извести и NaOH. Жидкий аммиак растворяет щелочные и щелочно-зем. Металлы.Строение молекулы аммиака. Аммиак хорошо растворим в воде. В 1 объеме воды растворяется 700 объемов аммиака. Ст.ок. –3, поэтому аммиак – только восстановитель. NH4NO2=N2+2H2O 4NH3+3O2=2N2+3H2O Не обладает кислотными свойствами, но атомы водорода могут замещаться на атомы Ме, получаем нитриды – они подвергаются полному гидролизу: Mg3N2+6H2O=2NH3+3Mg(OH)2. Если замещается один атом водорода, образуются амиды NH3+Na=NaNH2+H2.
21) Азотная к-та. Получение, св-ва. Соли азотной к-ты.
Азотная кислота-бесцветная жидкость, на свету разлагается HNO3=NO2+O2+H2O Действует почти на все Ме, за исключением золота, Pt, Tl, Rh, Ir; пассивирует Fe, Cr, Al.
S+HNO3—H2SO4+NO2+H2O, P+HNO3+H2O—H3PO4+NO. Получение: 1)NH3+O2—NO+H2O 2)NO+O2—NO2 3)NO2+O2+H2O—HNO3. Один объем азотной к-ты и три объема HCl – «царская водка».
22) Азотистая к-та. Овс азотистой к-ты и ее солей. Гидразин. Азидоводород.
Она известна только в разбавленном водном р-ре или в газовой фазе. Получение: 1)NO2+NO+H2O—2HNO2, 2)NaNO2+H2SO4—Na2SO4+HNO2. Азотистая к-та и ее соли могут быть окислителями и восстановителями. 3)Реакция диспропорционирования: HNO2=HNO3+NO+H2O. Гидрозин – N2H4, безцветная жидкость, запах похож на запах аммиака, ядовит, взрывается в присутствии кислорода. 1)NH3+NaOCl—N2H4+NaCl+H2O, 2)(NH2)2CO+NaOCl+NAOH—N2H4+NaHCO3+NaCl. Гидрозин – восстановитель: N2H4+O2—N2+H2O. Азидоводород NH3 – безцветная жидкость с резким запахом, ядовит, взрывоопасен. Получение: NaNH2+N2O—NH3+Na3N+NaOH, Na3N+H3PO4—HN3, HN3+H2O—N2+NH2OH
23)Фосфор. Нахождение в природе, степени окисления. Оксиды и кислоты.
Степени окисл: -3;+1;+3;+5. В земле 0,1%. Т.к. он легко окисляется, то в свободном состоянии его в природе нет. Основные минералы: фосфорит Ca3(PO4)2 апатит Ca3(PO4)2 и CaF2 (или CaCl2). В растениях фосфор содержится в белках семян, в животных организмах; в белках молока, крови, мозговой и нервной ткани. В виде кислотного остатка фосфорной кислоты входит в состав нуклеиновых кислот. Модификации фосфора: белый фосфор, красный, черный. Самый активный – белый фосфор. Применяется в синтезе фосфор-органических соединениях, для уничтожения насекомых вредителей. Получение:Ca3(PO4)2+C+SiO2—CaSiO3+P+CO. Взаимодействует с кислотами. P+HNO3(конц)+H2O—H3PO4+NO, P+H2O—H3PO4+H2.
Оксиды и кислоты. P2O3-фосфорный ангидрид 4P+3O2=2P2O3 P2O3+3H2=2H3PO3. P2O5-фосфорный ангидрид 4P+5O2=2P2O5 P2O5+3H2O=2H3PO4. Соли фосфаты, гидрофосфаты. Фосфаты гидролизуются.
24)Фосфорная к-та. Минеральные удобрения, фосфин.
Фосфорную кислоту получают в лаборатории 3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO. В промышленности получают: экстракционным методом Ca3(PO4)2+H2SO4=CaSO4+H3PO4, термическим методом- заключается в восстановлении фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием и растворением P2O5 в H2O. H3PO4-получается более чистая и концентрированная. Минеральные удобрения. В кач-ве удобрений используют измельченный фосфорит Ca3(PO4)2 и другие фосфаты получаемый по реакциям. Ca3(PO4)+H2SO4—Ca(H2PO4)2+CaSO4+H2O – простой суперфосфат. Ca3(PO4)2+H2PO4+H2SO4—Ca(H2PO4) – двойной суперфосфат. Фосфин PH3. Безцветный газ с чесночным запахом, оч. ядовит. Получают из фосфидов металлов. Ca3P2+HCl—CaCl2+PH3, Na3P+H2O—PH3+NaOH. Св-ва. Горит в кислороде PH3+O2—P2O5+H2O, PH3+HY—PH4Y