Билет 13.

В промышленности водород получают электролизом воды. В дистиллированную воду добавляют немного серной кислоты(для повышения электропроводности) и подвергают её электролизу:

2H2O = 2H2↑ + O2↑.

Водород выделяется на катоде, а кислород – на аноде. В данном случае водород получается почти идеально чистым, но содержащим мельчайшие частицы воды, от которой нужно освободиться. Иногда в воду добавляют не кислоту, а щелочь, чтобы предотвратить разрушение аппаратуры. Наибольшее количество водорода получают конверсией природного газа (метана), подогретым водяным паром:

CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2,

либо газификацией твердого топлива, в частности, антрацита:

C + H2O = H2 + CO

Водород можно получать также пиролизом природного газа:

CH3 – CH3→ CH2 = CH2 + H2.

Билет 14.

Общая характеристика и химические свойства галогенов.

элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.  Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня - nS²nP⁵.

Бром, йод,астат-полные электронные аналоги. Галогены-окислители. В ряду F → Cl → Br → I → At увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность

элементов, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность галогенов.

Получение хлора, брома и хлората калия в промышленности.

электролиз раствора NaCl (промышленный способ):2NaCl + 2H₂O  H₂­ + Cl₂­ + 2NaOH

KCLO3; получают при пропускании хлора через подогретый (40C) раствор KOH:

3Cl₂ + 6KOH  5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Бром получают химическим путём из рассола Br⁻:Cl2+2Br(aq)=2Cl-(aq)+Br2

Водородные соединения галогенов: получение и свойства.

Галиды водорода можно получить следующими способами:

• прямым соединением элементов: Br2 + H2 = 2HBr

• действием кислот на галиды металлов: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF

• гидролизом галидов некоторых металлов: PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO4

• действием сероводорода на водные растворы галогенов: H2S + I2 = 2HI + S

Галиды водорода при обычных условиях – бесцветные газообразные вещества, легко переходящие в жидкое состояние. Все галиды водорода хорошо растворимы в воде. Водные растворы галидов водорода проявляют все свойства кислот. Плавиковая кислота реагирует со многими металлами (кромезолота и платины): Ti + 6HF = H2[TiF6] + 2H2; Характерная особенность плавиковой кислоты – её способность растворять стекло в результате взаимодействия с диоксидом кремния: 4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O

При взаимодействии с сильными окислителями концентрированная HCl проявляет восстановительные свойства: MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O.

В ряду HF — HCl — HBr — HI сила кислот увеличивается, устойчивость молекул падает, усиливается восстановительная активность: HF и HCl с концентрированной H2SO4 не взаимодействуют, HBr восстанавливает H2SO4 до SO2: 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O,

а HI восстанавливает H2SO4 до H2S: 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O.

Билет 28.

Нитрат калия KNO3 разлагается при 400 °C с выделением кислорода. Разлагается при разогреве или при сжигании с образованием нитрита калия и кислорода, что увеличивает пожароопасность. Является сильным окислителем и реагирует с горючими материалами и восстановителями. Чаще всего используется как удобрение. Реже — как компонент топлива пиротехнических устройств.

2KNO3=2KNO2+O2

Хлорат калия KClO3.(бертолетова соль). сильный окислитель. При нагревании разлагается с выделением кислорода  2KClO3 = 2KCl + 3O2.

Сухая соль при нагревании регаирует как сильный о-ль,окисляет фосфор и серу:

3P4+10KClO3=3P4O10+10KCl

3S+2KClO3=3SO2+2KCl.

В растворе не является окислителем