- •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
24. Озон и его свойства
В твердом состоянии у кислорода зафиксировано три модификации: ?-, ?– и ?– модификации. Озон ( О3) – одна из аллотропных модификаций кислорода. Строение молекулы: озон имеет нелинейное строение молекулы с углом между атомами 117°. Молекула озона обладает некоторой полярностью (несмотря на атомы одного рода, образующих молекулу озона), диамагнитна, так как не имеет неспаренных электронов.
Физические свойства: озон – синий газ, имеющий характерный запах; молекулярная масса = 48, температура плавления (твердого) = 192,7 °C, температура кипения = 111,9 °C. Жидкий и твердый озон взрывчат, токсичен, хорошо растворим в воде: при 0 °C в 100 объемах воды растворяется до 49 объемов озона.
Химические свойства: озон – сильный окислитель, он окисляет все металлы, в том числе золото – Au и платину – Pt (и металлы платиновой группы). Озон воздействует на блестящую серебряную пластинку, которая мгновенно покрывается черным пероксидом серебра – Аg2О2; бумага, смоченная скипидаром, воспламеняется, сернистые соединения металлов окисляются до солей серной кислоты; многие красящие вещества обесцвечиваются; разрушает органические вещества – при этом молекула озона отщепляет один атом кислорода, и озон превращается в обыкновенный кислород. Атакже большинство неметаллов, переводит низшие оксиды в высшие, а сульфиды их металлов – в их сульфаты:
Йодид калия озон окисляет до молекулярного йода:
Но с пероксидом водорода Н2О2 озон выступает в качестве восстановителя:
В химическом отношении молекулы озона неустойчивы – озон способен самопроизвольно распадаться на молекулярный кислород:
Получение: получают озон в озонаторах путем пропускания через кислород или воздух электрические искры. Образование озона из кислорода:
Озон может образовываться при окислении влажного фосфора, смолистых веществ. Определитель озона: чтобы опознать в воздухе наличие озона, необходимо в воздух погрузить бумажку, пропитанную раствором йодида калия и крахмальным клейстером – если бумажка приобрела синюю окраску, значит, в воздухе присутствует озон. Нахождение в природе: в атмосфере озон образуется во время электрических разрядов. Применение: будучи сильным окислителем озон уничтожает различного рода бактерии, поэтому широко применяется в целях очищения воды и дезинфекции воздуха, используется как белящее средство.
25. Сера и ее свойства
Сера (S) в природе встречается в соединениях и свободном виде. Распространены и соединения серы, такие как свинцовый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, медный блеск Cu2S. Для получения серы основным источником служит железный колчедан (пирит) FeS2. Газовую серу получают из газов, образованных при коксовании и газификации угля.
Существует несколько известных аллотропных модификаций серы:
1) циклическая форма;
2) моноклинная форма;
3) кристаллическая ромбическая форма.
При температуре 20–25 °C (комнатная) наиболее устойчива желтая ромбическая сера (a-сера, r = 2,1 г/см3). При температурном интервале от 95,4 °C до 119,3 °C (температура плавления) наиболее стабильной является моноклинная сера (b-сера). При комнатной температуре кристаллы моноклинной серы постепенно переходят в монолит микроскопических кристаллов ромбической серы. При резком охлаждении сильно нагретой серы происходит образование пластической серы.
Реже встречается пурпурная сера, образующаяся при быстрой конденсации паров серы на поверхности, охлаждаемой жидким азотом.
Сера находится в VI группе третьего периода периодической системы. Имеет на внешнем электронном слое атома шесть электронов.
Проявляет степень окисления от -2 до +6.
Сера не растворима в воде, но растворима в органических растворителя х. Является диэлектриком.
Сера – неметалл с типичными для него свойствами. Взаимодействует со многими металлами непосредственно (медью, железом, цинком), выделяя при этом теплоту. Среди металлов лишь золото, платина и рутений не вступают в реакцию с серой. Взаимодействует также с большинством неметаллов, за исключением азота и йода.
Химические свойства:
1) при нагревании сера реагирует с водородом, образуя сероводород: S + Н2 = H2S;
2) взаимодействуя с металлами, сера образует сульфиды: S + Fe = FeS; 2Al + 3S = Al2S3;
3) при сжигании серы в струе кислорода образуется сернистый газ или сернистый ангидрид SO2: S + O2 = SO2;
4) чистая сера способна проявлять восстановительные свойства: S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO.
Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит ее затвердевание (вулканизация).
Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит , являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски (ультрамарина), сероуглерода, серной кислоты.