- •32. Галогеноводородные кислоты, их соли: строение, получение и химические свойства. Соединения, галогенов в положительной степени окисления. Биологическая роль галогенов.
- •3. Состояние вещества. Критерии, определяющие состояние вещества:
- •9. Ионная связь, ее свойства. Ионные кристаллические решетки и свойства веществ с ионной кристаллической решеткой. Поляризуемость и поляризующее действие ионов, их влияние на свойства веществ.
- •8.Ковалентная связь, ее свойства и основные характеристики.
- •7. Типы химической связи. Металлическая связь, общ. Физ. И химич. Свойства металлов.
- •12. Механизм процесса растворения. Тепловой эффект растворения. Растворимость твёрдых веществ в воде и других растворителях.
- •15. Состав и строение молекул воды. Полярность молекул. Водородная связь. Ассоциации молекул воды. Аномалии воды, их объяснение. Роль воды в биологических процессах.
- •16. Основные положения тэд. Причины и механизмы тэд с различным типом химической связи. Сольватация (гидратация) ионов.
- •17. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Истинная и кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности. Константа диссоциации.
- •19. Константы кислотности и основности. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды, pH среды. Индикаторы. Буферные растворы. Гидролиз солей. Константа гидролиза.
- •20. Строение комплексных соединений, их классификация и номенклатура.
- •21. Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости. Образование и разрушение комплексных ионов в растворах. Кислотно-основные свойства комплексных соединений.
- •22. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Методы расстановки коэффициентов.
- •23. Электродный потенциал. Понятие о гальваническом элементе. Уравнение Нернста. Роль среды в протекании окислительно-восстановительных процессах.
- •25. Сера, ее аллотропные модификации. Бинарные соединения серы, их получение и строение молекул. Серная кислота, строение молекул, получение.
- •26. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты (реакции с металлами и неметаллами). Представление о строении и химических свойствах других серосодержащих кислот.
- •28. Азотная и азотистая кислота, их соли: строение и получение. Химические свойства разбавленной и концентрированной азотной кислоты (реакции с металлами и неметаллами), нитратов и нитритов.
- •27. Азот, его бинарные соединения, их получение и строение молекул. Получение и свойства аммиака. Представления об азотных удобрениях.
- •31.Галогены, их бинарные соединения: получение и строение молекул. Особые свойства фтора и его соединений.
- •33. Металлы групп ia и iia: простые вещества, их реакционная способность. Строение, свойства и биологическая роль соединений щелочных и щелочноземельных металлов.
- •34. Металлы групп iiia и iva: простые вещества, их реакционная способность. Строение, свойства их бинарных соединений и гидроксидов.
- •1.Основные хим.Понятия: относительная молекулярная и атомная массы, моль, молярная масса, молярный объем, число Авогадро.
- •29.Фосфор его аллотропные модификации. Бинарные соединения фосфора, их получение и строение молекул.
32. Галогеноводородные кислоты, их соли: строение, получение и химические свойства. Соединения, галогенов в положительной степени окисления. Биологическая роль галогенов.
HF, HCl, HI – это газообразные соединения, легко растворяются в воде. Водные растворы являются кислотами. Химическая связь— полярная ковалентная: общая электронная пара смещена к атому галогена как более электроотрицательному. В ряду кислот HF-HCl-HBr-HI происходит усиление кислотных свойств. сверху вниз в подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра атома увеличиваются радиусы атомов. Прочность хим. связи падает в этом ряду. Электроотрицательность уменьшается, падает и их устойчивость к нагреванию.
Все галоген— бесцветные газы с резким запахом. очень хорошо растворимы в воде. Раствор фтороводорода в воде называется плавиковой кислотой. CaF2 + H2SO4= CaSO4 + 2HF
Фтороводород реагирует с большинством металлов. Однако во многих случаях образующаяся соль малорастворима, вследствие чего на поверхности металла образуется защитная пленка. Соли фтороводорода называются фторидами. Большинство их малорастворимы в воде; хорошо .растворимы лишь фториды Na, К, Al, Sn и Ag. Все соли плавиковой кислоты ядовиты.
Безводным HF используют, при органических синтезах, а плавиковую кислоту — при получении фторидов, травлении стекла, удалении пески с металлических отлирок, при анализах минералов.
Пары фтороводорода очень ядовиты. Попадая на кожу, концентрированная плавиковая кислота вызывает тяжелые ожоги.
Соляная кислота - Н2 + Cl2 = 2HCl + 183,6 кДж – в промышленности
в лабораторной практике: NaCl + H2SO4 = NaHSO4 ; NaCl + NaHSO4 + HCl i /рав-нениям:
HCl энергично взаимодействует со многими металлами и оксидами металлов. Соли ее называются хлоридами. Большинство их хорошо растворимы в воде. Малорастворимы AgCl, PbCl2, CuCl, Hg2Cl2
Хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, едкого натра и карбоната натрия (соды), применяется в красильном деле, в мыловарении и др. Он служит также приправой к пище и применяется в качестве средства, предохраняющего пищевые продукты от порчи
Хлорид калия КС1 в больших количествах потребляется сельским хозяйством в качестве удобрения. Хлорид кальция СaCl2•6H2O употребляется для приготовления охлаждающих смесей. Хлорид ртути(П) HgCl2, или сулема, очень сильный яд. Раз-бавленные растворы сулемы (1:1000) используются в медицине как сильнодействующее дезинфицирующее средство.
Хлорид серебра AgCl — наименее растворимая соль соляной кислоты. Хлорид серебра применяют в фотографической промышленности при изготовлении светочувствительных материалов.
Бромоводород взаимодействует с кислородом гораздо медленнее, в то время как при обычных условиях соляная кислота вовсе с ним не взаимодействует.
Восстановительные свойства бромоводорода и иодоводорода заметно проявляются и при взаимодействии с концентрированной серной кислотой. При этом НВг восстанавливает H2SO4 до SО2: 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2↑ + 2H2O
а HI — до свободной серы или даже до H2S:6HI + H2SO4 = 3I2 + S↓ + 4H2O;
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S↑ +4H2O
Поэтому НВг трудно, a HI практически невозможно получить действием серной кислоты на бромиды или иодиды. Обычно эти галогеноводороды получают действием воды на соединения брома и иода с фосфором PBr3 и PI3. Последние подвергаются при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и соответствующий галогеноводород:
PBr3 + 3H2O = H3PO4 + 3HBr; PI3 + 3H2O= H3PO4+3HI
Раствор иодоводорода (вплоть до 50%-ной концентрации) можно получить: I2+H2S = S↓ + 2HI
Соли бромоводорода и иодоводорода называются соответственно бромидами и иодидами. Растворы бромидов натрия и калия под химически неправильным названием «бром» применяются в медицине как успокаивающее средство при расстройствах нервной системы. Бромид серебра идет на изготовление фотоматериалов. Иодид калия применяют в медицине —при заболеваниях эндокринной системы.
Соединения, галогенов в положительной степени окисления.
Существует 4 оксида CI: CI2O, CIO2, CIO3 (CI2O6), CI2O7
CI2O.Получение: 2CI2+2HgO=Cl2O+Hg2OCl2 при комнотной температуре Cl2O расподается.
2Cl2O= ClO2 + Cl2 в воде ClO2 частично распадается, а частично реагирует.
H2O+ Cl2O = 2 HCIO
Cl2O+ 2NaOH= 2NaOCl + H2O2
HClO и ее соли –это исходные вещества для получения других кислородсод. соед. Сl. При нагревании в водных растворах HCIO или ее солей в тв. виде образуется хлорноватая кислота или ее соли хлораты. 3HCl(р-р)= HClO3+ 2HCl(р-р) , соли
3KClO3(тв.) = 2KClO3 + 2 KClтв.
CIO2 .Получение. При действии на хлораты мягких восстановителей
2KClO3+SO2+H2SO4=2ClO2+2KHSO4
В реакциях с водой образуется хлористая и хлорная кислота (HClO2, HClO3)
2ClO2+H2O= HClO2 + HClO3
В реакциях со щелочами образуется соотв. Соли хлориды и хлораты
2ClO2+2KOH= KClO2 + KClO3+H2O
CIO3 жидкость
ClO2+ O3= ClO3 ; ClO3+ H2O= HClO3+ HClO4; 2ClO3+2KOH=2KClO3 + KClO4+ H2O
CI2O7 Получение: 4HClO4+P4O10= 2Cl2O7; с водой Cl 2O7+H2O= HClO4
Биологическая роль: эти элементы хлора не входят в состав биомолекул галогенсодер. органических веществ. Токсичны и поэтому применяются как пестициды. Экспериментально доказано, что в искусств. Введение в метаболические циклы жив. клеток F и Cl- замещенных аналогов естественных метаболитов блокируют работу этих циклов и приводит к смерти клетки в организме и тем не менее Cl –относится к числу возможных биогенных элементов, а F и I к необход. микроэлементам. Ф-ции Cl: 1. образуют тонкие ионные слои по обеим сторонам клеточной мембраны; 2. участвуют в создании элект. мембранного потенциала, который регулирует процессы переноса неоргон. и орган. веществ через мембраны; 3. поддержание физиологически требуемой наполняемости клетки водой.
2. Основные законы химии: закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон простых объемных отношений, закон Авогадро. Границы применимости этих законов.
Закон сохранения массы
(М. В. Ломоносов, 1748 г., А. Лавуазье, 1789 г.)
Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Закон позволяет записывать химическую реакцию при помощи уравнения, по которому можно производить количественные расчеты участников реакции (в г, кг, м3 и т.п.) |
|
Пример расчета
Х г 8 г N2 + 3H2 = 2NH3 n 1 моль 3 моль 2 моль M 28г/моль 2 г/моль 17 г/моль m 28 г 6 г 34 г
; |
Закон постоянства состава вещества
(Ж. Пруст, 1801 г.)
Всякое чистое вещество, независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав. Следует помнить: - обратное утверждение, что определенному составу отвечает определенное вещество, неверно (изомеры в органической химии); - закон постоянства состава строго применим только к соединениям с молекулярным строением (дальтонидам). Соединения с немолекулярной структурой (бертоллиды) часто имеют переменный состав. |
|
2H2 + O2 2H2O; Cu(OH)2 CuO + H2O; HCl + NaOH → NaCl + H2O; CuO + H2 Cu + H2O
Каким бы способом не была получена вода, в молекуле H2O всегда 2 атома водорода и 1 атом кислорода.
|
Газовые законы
Закон Шарля При постоянном объеме (V=const, изохорический процесс) P/T = const
|
Закон Бойля-Мариотта При постоянной температуре (T=const, изотермический процесс) PV = const.
|
Закон Гей-Люссака При постоянном давлении (P=const, изобарический процесс) V/T = const
|
Где T – температура (K), P – давление, V - объем |
Уравнение Менделеева-Клапейрона PV = nRT PV = RT P – давление газа (Па); V – объем газа (м3); Т – температура (К); m – масса (г); М – молярная масса (г/моль); n – химическое количество (моль) R – универсальная газовая постоянная R = 8,314 |
Объединенный газовый закон или = const Используются обозначения: Po Vo To – давление, объем и температура газа при нормальных условиях (н.у.). н.у.: Po = 101,3кПа, To = 273 К.
P1 V1 T1 (P2, V2, T2) – давление, объем и температура при прочих условиях.
|
|
|
|
Закон Авогадро В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) содержится одинаковое число молекул.
|
||||
Следствие I: одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем – Молярный объем газа: При (н.у.) 1 моль любого газа занимает объем Vm = 22.4 дм3/моль.
|
Следствие II: при V1 = V2, n1 = n2 отношение масс различных газов называется относительной плотностью одного газа по другому (D) и равно: ; M1 и M2 – молярные массы газов. ρ1, и ρ2 - плотности газов D – безразмерная физическая величина, показывающая во сколько раз один газ тяжелее или легче другого газа. Если один из газов известен, то знание величины D позволяет найти молярную массу другого газа: M1 = ∙M2, например, M1 = 2 , если второй газ водород.
|
|
закон кратных отношений
Если два элемента образуют другом с другом несколько соединений, то на одну и ту же массу одного из них проходят такие массы другого, которые относятся между собой как небольшие целые числа.