Билеты по общей и неорганической химии

+6С* 1s22s12p3 1s 2s 2p

Билет №13

1. Общая характеристика элементов: сурьма и висмут. Применение в медицине.

Сурьма и Висмут входят в состав подгруппы азота. Элементы этой группы называют также пниктогенами, что означает «дурно пахнущий». Происхождение название связано с тем, что эти элементы образуют водородные соединения, обладающие крайне неприятным запахом.

На внешнем энергетическом уровне атомов элементов VA - группы содержится пять электронов, конфигурация внешнего энергетического уровня ns2ns3.

В невозбуждённом состоянии атомы элементов VA - группы содержат на внешнем энергетическом уровне три неспаренных электрона, поэтому имеют валентность.

В возбужденном состоянии у атомов элементов VA - группы, кроме азота, происходит "распаривание" валентных электронов и увеличение валентности:

ns1np3nd1 -- валентность V

Высшая степень окисления пниктогенов равна +5. Высшие оксиды элементов VA -группы имеют общую формулу R2O5; высшим оксидам соответствуют кислоты состава HRO3 и H3RO4. С кислородом пниктогены образуют оксиды, проявляя различные степени окисления от +1 до +5.

Присоединяя три электрона, атомы элементов VA - группы проявляют низшую степень окисления, равную -3.

Первые представители подгруппы -- азот и фосфор -- типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут -- типичный металл.

Сурьма -- полуметалл серебристо-белого цвета с синеватым оттенком, грубозернистого строения. Известны четыре металлические аллотропные модификации сурьмы и три аморфные модификации (жёлтая, чёрная и взрывчатая сурьма). Соединения сурьмы похожи по химическим свойствам на соединения мышьяка, но отличаются более выраженными металлическими свойствами.

Висмут -- тяжёлый серебристо-белый металл с розоватым оттенком. Со временем покрывается тёмно-серой оксидной плёнкой. Наряду со свинцом и оловом входит в состав большинства легкоплавких припоев и сплавов.

Cурьма и висмут в природе встречаются преимущественно в виде сульфидов. Известны следующие природные соединения этих элементов: Sb2S3 антимонит, Bi2S3 висмутит.

Сурьму и висмут в свободном состоянии получают путем карбо- или металлотермического восстановления соответствующих оксидов (серосодержащие соединения предварительно подвергают обжигу):

Желтая сурьма (неметаллическая модификация) неустойчива. Ее получают при пропускании воздуха через сжиженный SbH3. Желтая сурьма уже при 50 °С превращается в серую металлическую сурьму. Сурьма в чистом виде отличается металлическим блеском, кристаллической структурой и может образовывать твердые растворы с мышьяком и висмутом.

У висмута нет неметаллических модификаций. Обладает теплопроводностью и электрической проводимостью.

Химические свойства (вместо Э надо подставить Sb или Bi)

1. При нагревании с кислородом образуются оксиды Э2О3:

2. Легко взаимодействуют с галогенами (Г):

3. Взаимодействуют с серой, селеном, теллуром:

4. Взаимодействуют с металлами с образованием арсенидов и антимонидов:

5. Взаимодействие со сложными веществами:

Сурьма и висмут не взаимодействуют с минеральными кислотами, так как в электрохимическом ряду напряжений стоят правее водорода;

Сурьма и висмут взаимодействуют с кислотами-окислителями H2S04 (конц.) или HN03 (конц.):

2Sb + 10HNO3(конц.) >Sb2O5 + 10NO2^ + 5H2O,

Сурьма и висмут не растворяются в воде.

Соединения

Гидриды. Сурьма и висмут образуют с водородом гидриды типа ЭН3 (стибин SbH3, висмутин BiH3), которые в обычных условиях представляют собой бесцветные ядовитые газы с неприятным запахом.

2. Напишите электронно-графическую формулу электронных оболочек атома алюминия.

2 8 3Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии:

+13Al 1s22s22p63s23p1 1s 2s 2p 3s 3p

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии:

+13Al* 1s22s22p63s13p2 1s 2s 2p 3s 3p

Билет №14

1. Соединения углерода. Биологическая роль углерода. Применение в медицине и народном хозяйстве углерода и его соединений.

Углерод расположен в главной подгруппе IV группы и во втором периоде периодической системы химических элементов Менделеева. В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества -- нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).

Электронная конфигурация углерода в основном состоянии:

+6С 1s22s22p2 1s 2s 2p

Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии:

+6С* 1s22s12p3 1s 2s 2p

Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома углерода -- от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Типичные соединения углерода.

оксид углерода (валентность IV) CO2

угольная кислота H2CO3 степень окисления +4

карбонаты Cu2CO3, Na2CO3

гидрокарбонаты NaHCO3, Ca(HCO3)2

оксид углерода (валентность II) СО степень окисления +2

муравьиная кислота HCOOH

метан CH4

карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) степень окисления -4

бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)

Аллотропия углерода.

Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Алмаз -- это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз -- самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp3-гибридизации.

Графит -- это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода. Графит -- мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.

Карбин -- вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин -- мелкокристаллический порошок серого цвета.

Фуллерен -- это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена -- выпуклые многогранники С60, С70 и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода. Фуллерены -- черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.

При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода -- невысокая.

Качественные реакции:

Качественная реакция на карбонат-ионы CO32- -- взаимодействие солей-карбона-тов с сильными кислотами. Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение - углекислый газ.

Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:

CaCO3 + 2HCl > CaCl2 + H2O + CO2

Качественная реакция на углекислый газ CO2 - помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:

CO2 + Ca(OH)2 > CaCO3 + H2O

При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:

CaCO3 + CO2 + H2O > Ca(HCO3)2

Химические свойства углерода

1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами.

1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:

C + 2F2 > CF4

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C + 2S > CS2

C + Si > SiC

1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором.

При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:

С + 2Н2 > СН4

1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С + N2 > N?C-C?N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

4C + 3Al > Al4C3

2C + Ca > CaC2

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C + O2 > CO2

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O2 > 2CO

2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:

C0 + H2+O > C+2O + H20

2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов. При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

Например, углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

ZnO + C > Zn + CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С + Fe3O4 > 3Fe + 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

Например, углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует (является т окислителем и восстановителем) в данной реакции:

3С + СаО > СаС2 + СО

9С + 2Al2O3 > Al4C3 + 6CO

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C + 2H2SO4(конц) > CO2 + 2SO2 + 2H2O

2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C + 4HNO3(конц) > CO2 + 4NO2 + 2H2O

2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.

Например, углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:

4C + Na2SO4 > Na2S + 4CO

Биологическая роль углерода.

Как и другие элементы - органогены, углерод в виде отдельного элемента не обладает биологическим значением, - биологической ролью обладают его соединения.

· из различных соединений углерода (белки, жиры, углеводы, нуклеотиды, гормоны, амино- и карбоновые кислоты и др.) состоят все ткани организма;

· является структурным компонентом всех органических соединений;

· его соединения участвуют во всех биохимических процессах;

· при окислении соединений углерода образуется необходимая для организма энергия;

· оксид углерода (IV) CO2, образующийся в результате окисления соединений углерода, стимулирует дыхательный центр, регулирует значение рН крови.

Применение в медицине и народном хозяйстве углерода и его соединений.

В медицине:

В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения. Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции газов и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей) - для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода - для научных медицинских исследований.

В народном хозяйстве:

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах. Его невероятно высокая температура плавления, даёт возможность делать из него тигли для заливки металлов. Способность графита проводить электрический ток также даёт возможность изготавливать из него высококачественные электроды.

Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Помимо этого, ограненные алмазы -- бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м·К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области.

2. Напишите уравнение реакции между соляной кислотой и гидрокарбонатом натрия.

HCl + NaHCO3 > H2O + CO2 + NaCl

Билет №15

1. Азот, его важнейшие соединения. Биологическая роль азота. Применение в медицине и народном хозяйстве.

Азот расположен в главной подгруппе V группы и во втором периоде периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация азота в основном состоянии:

Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях - III.

Степени окисления атома азота - от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Азот в природе существует в виде простого вещества газа N2. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N2 неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.

Азот - это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.

Типичные соединения азота:

оксид азота (валентность V) N2O5

азотная кислота HNO3 степень окисления +5

нитраты KNO3, AgNO3

оксид азота (валентность IV) NO2 степень окисления +4

оксид азота (валентность III) N2O3

азотистая кислота HNO2 степень окисления +3

нитриты NaNO2, Ca(NO2)2

оксид азота (валентность II) NO степень окисления +2

оксид азота (валентность I) N2O степень окисления +1

аммиак NH3

нитриды металлов Na3N, Ca3N2 степень окисления -3

бинарные соединения азота с неметаллами

Способы получения азота

1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.

NaNO2 + NH4Cl > NH4NO2 + NaCl

NH4NO2 > N2 + 2H2O

Суммарное уравнение процесса:

NaNO2 + NH4Cl > N2 + NaCl + 2H2O

Азот также образуется при горении аммиака:

4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H2O

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.

Например, разложением азида натрия:

2NaN3 > 2Na + 3N2

3. Еще один лабораторный способ получения азота -- восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700 °C:

3CuO + 2NH3 > 3Cu + N2 + 3H2O

В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.

Используются различные способы выделения азота из воздуха -- адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.

Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.

В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разде-ления газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000оС), на электрической дуге (в природе - во время грозы):

N2 + O2 ? 2NO - Q

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (3000оС - 5000оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С + N2 > N?C-C?N

Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом.

1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

N2 + ЗН2 ? 2NH3

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения - нитриды.

Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

N2 + 6Li > 2Li3N

2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например, азот окисляет гидрид лития:

N2 + 3LiH > Li3N + NH3

Биологическая роль азота.

Чистый (элементарный) азот сам по себе не обладает какой - либо биологической ролью. Биологическая роль азота обусловлена его соединениями. Так в составе аминокислот он образует пептиды и белки (наиболее важный компонент всех живых организмов); в составе нуклеотидов образует ДНК и РНК (посредством которых передается вся информация внутри клетки и по наследству); в составе гемоглобина участвует в транспорте кислорода от легких по органам и тканей.

Некоторые гормоны также представляют собой производные аминокислот, а, следовательно, также содержат азот (инсулин, глюкагон, тироксин, адреналин и пр.). Некоторые медиаторы, при помощи которых «общаются» нервные клетки также имеют в своем составе атом азота (ацетилхолин).

Такое соединения как оксид азота (II) и его источники (например, нитроглицерин - лекарственное средство для снижения давления) воздействуют на гладкую мускулатуру кровеносных сосудов, обеспечивая ее расслабление и расширение сосудов в целом (приводит к снижению давления).

Применение в медицине и народном хозяйстве

ь свободный азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду в химических и металлургических процессах;

ь для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах;

ь жидкий азот применяют в холодильных установках;

ь большое количество азота идет на синтез аммиака, из которого получают азотную кислоту, минеральные удобрения (мочевину, сульфаты и фосфаты аммония);

ь производство взрывчатых веществ;

ь жидкий азот в медицине;

ь насыщение поверхности стали для повышения прочности.

2. Напишите уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом кальция.

2HCl + Ca(OH)2 > 2H2O + CaCl2

Билет №16

1. Общая характеристика халькогенов. Характеристика кислорода. Соединения кислорода с водородом. Применение в медицине и народном хозяйстве.

v Халькогены -- это элементы VIA группы. Родоначальником этой группы является кислород. Кроме кислорода O в эту группу входят S, Se, Te, Po. Название халькогены означает «рождающие руды».

На внешнем энергетическом уровне у халькогенов 6 электронов. До завершения внешнего энергетического уровня атомам не хватает 2 электрона, поэтому они присоединяют электроны и проявляют в своих соединениях степень окисления -2. Кислород в соединении с фтором -- OF2 проявляет степень окисления +2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.

v Кислород -- самый распространенный элемент на Земле. Он входит в состав воды, которая покрывает поверхность земного шара, образуя его водную оболочку -- гидросферу. Кислород входит в состав атмосферы, где на его долю приходится 21%. Кроме этого, он ещё входит в состав многих органических соединений.

Кислород образует две аллотропных модификации -- кислород O2 и озон O3 , которые отличаются составом молекул и обладают разными свойствами. Кислород содержится в воздухе, он необходим для дыхания, а также для горения топлива и других веществ. Кислород -- газ без цвета и запаха. При температуре - 1830C кислород сжижается, а при - 2190C переходит в твёрдое состояние. Жидкий кислород имеет голубую окраску, а твёрдый кислород - синюю.

Озон O3 -- бесцветный газ с характерным запахом, содержится в верхних слоях атмосферы и защищает Землю от жёсткого ультрафиолетового излучения Солнца. В отличие от кислорода, озон чрезвычайно ядовит. Озон неустойчив и легко превращается в кислород.

Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии:

+8O 1s22s22p4 1s 2s 2p

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.

Способы получения

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

· Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

Разложение перманганата калия:

2KMnO4 > K2MnO4 + MnO2 + O2

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2:

2KClO3 > 2KCl + 3O2

Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):

2H2O2 > 2H2O + O2

2HgO > 2Hg + O2

2KNO3 > 2KNO2 + O2

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород -- очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2 + 2F2 > 2F2O

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

S + O2 > SO2

Si + O2 > SiO2

1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P + 3O2 > 2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P + 5O2 > 2P2O5

1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

N2 + O2 > 2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca + O2 > 2CaO

Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

2Na + O2 > Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущес-твенно надпероксид:

K + O2> KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn + O2> 2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe + O2 > 2FeO

4Fe + 3O2 > 2Fe2O3

3Fe + 2O2 > Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C + O2 > CO2

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O2 > 2CO

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS + 7O2> 2Fe2O3 + 4SO2

Al4C3 + 6O2> 2Al2O3 + 3CO2

Ca3P2 + 4O2> 3CaO + P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

· летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды). При этом также образуются оксиды:

2H2S + 3O2 > 2H2O + 2SO2

Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H2O

Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O

· прочие бинарные соединения неметаллов -- как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 + 3O2> CO2 + 2SO2

· некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO + O2> 2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O > 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 + O2 > 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 + 2O2 > CO2 + 2H2O

2CH4 + 3O2 > 2CO + 4H2O

CH4 + O2 > C + 2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 + O2 > 2CH3-CH=O

v Соединения кислорода с водородом. Кислород образует с водородом два соединения: оксид водорода - воду (Н2О) 2Н2 + О2 > 2Н2О

и пероксид водорода (Н2О2) 2H2O + O2 > 2H2O2

С водородом кислород образует воду Н2О. В процессе этой реакции выделяется значительное количество теплоты.

Смесь двух объемов водорода с одним кислорода при поджигании взрывается; она носит название гремучего газа.

С водородом кислород образует соединение - пероксид водорода Н2О2 - бесцветная прозрачная жидкость со жгучим вяжущим вкусом, хорошо растворимая в воде. В химическом отношении пероксид водорода очень интересное соединение. Характерна его малая устойчивость: при стоянии медленно разлагается на воду и кислород.

Свет, нагревание, присутствие щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряют процесс разложения. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода = - 1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0), поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства пероксида водорода выражены гораздо сильнее, чем восстановительные, и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах.

v Применение в медицине и народном хозяйстве.

В медицинских и косметологических целях для обогащения организма кислородом применяют концентратор кислорода - прибор, предназначенный для проведения кислородотерапии:

· - в реанимационных отделениях больниц и клиник в качестве источника чистого кислорода для оказания помощи больным бронхиальной астмой, хроническим обструктивным бронхитом, сердечно-сосудистыми заболеваниями, интоксикациях, удушьях при травмах, шоковых состояниях и нарушениях деятельности почек.

· - в стационаре и на дому для лечения больных, страдающих бронхолегочными и иными заболеваниями, которым жизненно необходим чистый воздух.

· - в санаториях, детских учреждениях, поликлиниках, в спортклубах, на дому и в стационаре для профилактики заболеваний, укрепления иммунитета и приготовления кислородных коктейлей.

Применение кислорода в народном хозяйстве:

· В авиации применяют для дыхания (кислородные маски), для горения топлива (жидкий кислород).

· В металлургии - для резки металлов и сварки металлов

· На взрывных работах (пропитывают пористые материалы)

· В химическом производстве (для получения кислот)

2. Напишите уравнение реакции между серной кислотой и гидроксидом бария.

2HCl + Ba(OH)2 > 2H2O + BaCl2

Билет №17

1. Сера. Важнейшие соединения серы. Действие сероводорода на организм. Применение серы и ее соединений в медицине.

Сера расположена в главной подгруппе VI группы и в третьем периоде периодической системы химических элементов Менделеева.

Электронная конфигурация серы в основном состоянии:

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния.

Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI. Также для серы характерна валентность -- IV.

Степени окисления атома серы - от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы - ромбическая сера S8. Это хрупкое вещество желтого цвета.

Моноклинная сера - это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны». Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96оС, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера - это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

· в самородном виде;

· в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS2, сульфид ртути HgS - киноварь и др.)

· в составе сульфатов (CaSO4·2H2O - гипс, Na2SO4·10H2O - глауберова соль)

Типичные соединения серы

Оксид серы(VI) SO3

Серная кислота H2SO4 степень окисления +6

Сульфаты Na2SO4

Галогенангидриды: SО2Cl2

Оксид серы (IV) SO2

Сернистая кислота H2SO3

Сульфиты Na2SO3 степень окисления +4

Гидросульфиты Mg(HSO3)2

Галогенангидриды: SOCl2

Сероводород H2S степень окисления -2

Сульфиды металлов FeS

Способы получения серы