- •Вопрос 1. Термодинамические параметры. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.
- •Вопрос 2. Закон Гесса – основной закон термохимии. Следствия из закона Гесса.
- •1 Следствие.
- •Вопрос 4. Энергия Гиббса. Уравнение Гельмгольца-Гиббса: энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии самопроизвольного протекания химического процесса.
- •Вопрос 5. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Факторы, определяющие скорость химической реакции
- •4) Природа реагентов
- •5) Площадь соприкосновения твердого вещества Вопрос 6. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье, примеры.
- •Вопрос 7. Растворы: разбавленные, концентрированные, насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные. Способы выражения концентрации растворов. Эквивалент. Закон эквивалентов.
- •Вопрос 8. Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара над растворами. Закон Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов. Осмотическое давление
- •Вопрос 10. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации. Ступенчатый характер электролитической диссоциации. Смещение ионных равновесий в растворах слабых кислот и оснований.
- •Вопрос 11. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет ph
- •Вопрос 12. Электролитическая диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы образования и нестойкости. Разрушение комплексных соединений
- •Вопрос 13. Гидролиз солей. Основные типы гидролиза. Обратимый гидролиз. Необратимый гидролиз
- •Вопрос 14. Количественные характеристики гидролиза солей (степень гидролиза, константа гидролиза). Вывод формул констант гидролиза, примеры. Влияние различных факторов на степень гидролиза солей.
- •Вопрос 15. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Константа растворимости Ksp. Условия растворения и образования осадков
- •Вопрос 16. Основные положения квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм, уравнение Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга.
- •Вопрос 22. Природа связи в комплексных соединениях по методу вс. Геометрия комплексных ионов. Магнитные свойства.
- •Вопрос 23. Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимический ряд лигандов
- •Вопрос 24. Основные типы геометрических форм молекул. Использование теории гибридизации для прогнозирования геометрической формы молекулы.
- •28 Вопрос. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное и их природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия
- •29 Вопрос. Окислители и восстановители, часто применяемые в химической практике. Влияние pH, температуры, концентрации реагентов и их природы на протекание овр.
- •Вопрос 30. Электродные потенциалы металлов. Факторы, определяющие положение металла в активности металлов. Уравнение Нернста.
- •31 Вопрос. Общая характеристика p-элементов VII группы. Получение галогенов, их свойства. Соединения галогенов с водородом. Вопрос 32. Галогены. Методы получения, химические свойства простых веществ.
- •Вопрос 36. Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства.
- •Вопрос 37. Пероксид водорода. Получение и химические свойства. Пероксикислоты и их соли (строение, получение, свойства).
- •Вопрос 38. Соединения серы с водородом и кислородом (получение и свойства). Тиосульфат натрия (строение, получение, свойства).
- •I. Сульфид водорода (сероводород) h2s и сульфиды
- •Вопрос 40. Серная кислота. Методы получения. Химические свойства
- •Вопрос 43. Общая характеристика элементов V группы. Строение атомов. Степени окисления. Отношение простых веществ к кислотам.
- •Вопрос 45. Соединения азота с водородом: аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотоводородная кислота. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
- •1. Аммиак
- •2 . Гидразин
- •3. Гидроксиламин
- •Вопрос 48. Соединения фосфора с металлами, водородом, кислородом, галогенами (получение и химические свойства)
- •1. Соединения фосфора с металлами
- •2. Соединения фосфора с водородом
- •3. Галогениды фосфора
- •Вопрос 49. Соединения мышьяка, сурьмы, висмута (оксиды, гидроксиды, галогениды, сульфиды). Получение и свойства этих соединений
- •Вопрос 50. Галогениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута. Получение. Характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов. Галогениды азота
- •Вопрос 51. Оксиды p-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.
- •Вопрос 52. Углерод. Аллотропия, типы гибридизации. Оксиды углерода. Угольная кислота и ее соли.
- •Вопрос 53. Кремний. Степени окисления. Свойства кремния. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и их соли
- •Вопрос 54. Олово и свинец. Их химическая активность. Гидроксиды, галогениды, сульфиды этих элементов. Свинцовый сурик
- •Вопрос 55. Хром. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения.
- •Вопрос 56. Марганец. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли. Перманганат калия
- •Вопрос 57. Железо, кобальт, никель. Строение атомов, степени окисления. Их отношение к кислотам. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения этих элементов
- •Вопрос 58. Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Их степени окисления. Химические свойства металлов. Оксиды, гидроксиды, соли этих металлов
- •Вопрос 59. Общая характеристика d-элементов II группы. Их оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Химические свойства этих соединений
Вопрос 36. Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства.
Физические свойства кислорода и озона
Кислород образует две аллотропные модификации: кислород O2 и озон O3.
Газ прозрачного цвета. Молекула O2 парамагнитна, кратность связи равна двум.
Озон – это газ синего цвета имеющий «запах свежести». Молекула O3 имеет сложное строение. Центральный атом кислорода находится в состоянии sp2-гибридизации. Две гибридные орбитали образуют две σ-связи с двумя атомами кислорода, а третья гибридная орбиталь содержит неподеленную электронную пару. Электроны на одной из p-орбиталей цетрального атома и неспаренные электроны на оставшихся p-орбиталях других атомов кислорода образуют делокализованную π-связь.
Озон характеризуется более высокими температурами кипения и плавления, чем кислород, вследствие более сильного межмолекулярного взаимодействия. Так же у озона выше растворимость в воде.
Получение кислорода
В промышленности кислород получают: 1) фракционной перегонкой жидкого воздуха 2) особо чистый кислород получают электролизом воды
В лаборатории: 3) термическим разложением оксидов, для которых f > 0 (то есть эндотермические оксиды) и f > 0
2Ag2O =t 4Ag + O2 3PbO2 =t Pb3O4 + O2 2HgO =t 2Hg + O2
и пероксидов
2BaO2 = 2BaO + O2
4) термическим разложением солей
2NaNO3 =t 2NaNO2 + O2; t > 400◦C нитраты щелочных металлов 2KMnO4 =t K2MnO4 + MnO2 + O2; t > 300◦C перманганат 2KClO3 =t 2KCl + 3O2 хлорат
Озон получают действием на кислород тихого электрического разряда в специальных приборах – озонаторах 3O2 ↔ 2O3
Химические свойства кислорода
• кислород может образовывать два типа полярных связей: одинарные Э-O-Э и двойные Э=O • НЕ образует цепей с количеством атомов больше двух, кроме озона О3 и иона озонида О3- • за счет неподеленных электронных пар образует связи по донорно-акцепторному механизму • при обычной температуре малоактивен • в присутствии катализаторов становится намного активнее • НЕ реагирует напрямую с Au, Ag, Hg, галогенами и благородными газами, но известны их оксиды, полученные косвенным путем • НЕ образует никаких соединений с He, Ne, Ar
Химические свойства просты – тупо окисляет все, кроме фтора
Химические свойства озона
• за счет более низкого порядка связи O3 слабее связей O2 • реакция 3O2 ↔ 2O3 не идет самопроизвольно, т.к. r > 0
Озон сильный окислитель, способен окислить даже те металлы, с которыми не может прореагировать кислород 2Ag + O3 = Ag2O + O2 Hg + O3 = HgO + O2 PbS + 4O3 = PbSO4 +4O2
Воспламеняет многие органические вещества
Для определения озона используется реакция с йодом 2KI + O3 + H2O = 2KOH + I2 + O2
Соединения кислорода 1. Оксиды – это бинарные соединения кислорода в степени окисления -2 с каким-либо элементом. Могут быть амфотерными, основными, кислотными или безразличными (несолеобразующими).
|
ОЭО элемента |
ковалентность |
ионность |
щел.металл |
увеличивается |
увеличивается |
уменьшается |
щел-зем металлы |
|||
другие металлы |
|||
неметаллы |
В периоде с возрастанием порядкового номера элемента увеличивается степень ковалентности связи в оксидах и усиливаются их кислотные свойства. В подгруппах s- и p- элементов с возрастанием порядкового номера увеличивается ионность связи и усиливаются основные свойства оксидов. d-элементы в низших степенях окисления образуют основные оксиды, а в высших – кислотные.
Химические свойства оксидов
Ионные оксиды легко реагируют с водой Na2O + H2O = 2NaOH CaO + H2O = Ca(OH)2 С повышением ЭО ионные оксиды перестают реагировать с водой, но все так же реагируют с кислотами MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
Ковалентные оксиды с молекулярной кристаллической решеткой реагируют с водой и с щелочами SO3 + H2O = H2SO4 P2O5 + 2KOH + H2O = 2KH2PO4 Оксиды с атомной кристаллической решеткой все так же реагируют с щелочами, но уже не реагируют с водой SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O Sb2O5 + 2NaOH + 5H2O = 2Na[Sb(OH)6]
В амфотерных оксидах степень ионности связи промежуточная между ионными и ковалентными оксидами. Амфотерные оксиды образуют металлы со степенью окисления +3 или +4 за исключением Zn+2, Sn+2, Be+2, Pb+2.
Амфотерные оксиды не реагируют с водой, но взаимодействуют с кислотами и щелочами As2O3 + 2NaOH = 2NaAsO2 + H2O As2O3 + 6HCl = 2AsCl3 + 3H2O
Отдельного слова заслуживает вода – оксид водорода. В конденсированном состоянии вода за счет водородных связей образует пространственные структуры (в отличие от всяких HF и NH3, образующих линейные). Водородными связями обусловлены высокие температуры плавления и кипения воды. Кристаллы льда имеют алмазоподобную структуру и содержат внутри пустоты. При плавлении пустоты заполняются свободными молекулами воды, что приводит к увеличению плотности жидкой воды по сравнению со льдом. При плавлении льда разрушаются примерно 25% водородных связей.
2. Надпероксиды или супероксиды – это соединения металла и кислорода, содежащие надпероксид-анион O2-. Он образуется при присоединении к молекуле кислорода одного электрона. • общая формула таких соединений MO2 для щелочных металлов • наиболее устойчивы надпероксиды больших катионов с единичным зарядом: CsO2, RbO2, KO2. Надпероксид лития LiO2 практически неустойчив. • маленькие катионы сильно поляризуют надпероксид-ион и вызывают его диспропорционирование 2O2- = 2O2- + O2
Получение надпероксидов
Напрямую с кислородом M + O2 = MO2, где M = K, Rb, Cs
При взаимодействии кислорода и пероксида. Так можно получить даже NaO2 Na2O2 + O2 =t,p 2NaO2; t = 500◦С, p = 300ат
Химические свойства надпероксидов
Взаимодействуют с водой и кислотами. ОВР идет по схеме 2O2- + H2O =быстро HO2 + OH- + O2 → 2HO2 =медленно 2OH- + O2 4KO2 + 2H2O = 4KOH + 3O2 Причем с кислотами реакция идет быстрее 4KO2 + 2H2SO4 = 2K2SO4 + 3O2 + 2H2O Углекислый газ, хоть и не является донором протонов H+, также вступает в эту реакцию 4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2
Надпероксиды – сильные окислители KO2 + CrCl3 + 4KOH = K2CrO4 + 3KCl + 2H2O
3. Пероксиды – это соединения металлов с кислородом, в которых атомы кислороды соединены друг с другом и образуют пероксидную группу -O-O- • известны пероксиды K2O2, Na2O2, MgO2, CaO2, SrO2, BaO2, ZnO2 • пероксиды устойчивее надпероксидов
Получение
Щелочные металлы на воздухе без нагревания медленно реагируют с кислородом образуя пероксиды 2Na + O2 = Na2O2
Их можно получить из оксидов 2BaO + O2 =t 2BaO2; t < 500◦C Однако при температуре выше 500◦C пероксиды начинают вновь разлагаться до оксидов 2BaO2 =t 2BaO + O2; t > 500◦C
Химические свойства
Взаимодействуют с водой и кислотами Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
Являются сильными окислителями Например, Fe0 до Fe+6 окисляется сложно, однако пероксид прекрасно с этим справляется Fe + Na2O2 + O2 = Na2FeO4 А органические вещества окисляются аж со вспышкой 4Na2O2 + CH3COOH = 2Na2CO3 + 4NaOH
Диспропорционируют с углекислым газом 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2 Пероксид водорода диспропорционирует очень медленно сам по себе 2H2O2 =медленно 2H2O + O2
Могут восстанавливаться сильными окислителями K2O2 + KMnO4 + H2O = O2 + MnO2 + 2KOH BaO2 + ClO2 = Ba(ClO2)2 + O2