- •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
40. Оксиды углерода. Угольная кислота
Углерод с кислородом образует оксиды: СО, СО2, С3О2, С5О2, С6О9 и др. Оксид углерода (II) – СО . Физические свойства: угарный газ, без цвета и запаха, ядовит, в воде почти не растворим, растворим в органических растворителях, t кипения = -192 °C, t плавления = -205 °C. Химические свойства: несолеобразующий оксид. В обычных условиях малоактивен, при нагревании проявляет восстановительные свойства:
1) с кислородом: 2C+2O + O2 = 2C+4O2;
2) восстанавливает металлы из руд: C+2O + CuO = Сu + C+4O2;
3) с хлором (на свету): CO + Cl2 = COCl2(фосген);
4) с водородом: СО + Н2 = СН3ОН (метанол);
5) с серой: СО + S = СОS (сульфоксид углерода);
6) реагирует с расплавами щелочей: CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия);
7) с переходными металлами образует карбонилы: Ni + 4CO = Ni(CO)4, Fe + 5CO = Fe(CO)5.
СО легко соединяется с гемоглобином – Hb крови, образуя карбоксигемоглобин, препятствуя переносу О2 от легких к тканям: Hb + CO = HbCO.
При вдохе воздуха карбогемоглобин распадается на исходные продукты: HbCO?Hb + CO.
Получение:
1) в лаборатории – термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
2) в промышленности (в газогенераторах):
Оксид углерода (IV) СO2. Физические свойства: углекислый газ, без цвета и запаха, малорастворим в воде, тяжелее воздуха, t плавления = -78,5 °C, твердый CO2 – сухой лед, не поддерживает горение.
Получение:
1) в промышленности (обжиг известняка): CaCO3?CaO + CO2;
2) действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты: CaCO3(мрамор) + 2HCl =CaCl2 + H2O + CO2; NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2.
Химические свойства: кислотный оксид, реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:
При повышенной температуре проявляет окислительные свойства: С+4O2 + 2Mg = 2Mg+2O + C0.
Качественная реакция – помутнение известковой воды: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3(белый осадок) + H2O.
Угольная кислота – слабая, существует в водном растворе: CO2 + H2O = H2CO3.
Соли: средние – карбонаты (С О32-), кислые – бикарбонаты, гидрокарбонаты (НС03-).
Карбонаты и гидрокарбонаты превращаются друг в друга:
Качественная реакция – «вскипание» при действии сильной кислоты: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2; CO32-+ 2H+= H2O + CO2.
41. Кремний и его свойства
Кремний (Si) – стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодической системы. Физические свойства: кремний существует в двух модификациях: аморфной и кристаллической. Аморфный кремний – порошок бурого цвета, плотностью 2,33 г/см3, растворяется в расплавах металлов. Кристаллический кремний – это кристаллы темно-серого цвета, обладающие стальным блеском, твердый и хрупкий, плотностью 2,4 г/см3. Кремний состоит из трех изотопов: Si (28), Si (29), Si (30).
Химические свойства: электронная конфигурация: 1s22s22p63 s23p2 . Кремний – неметалл. На внешнем энергетическом уровне кремний имеет 4 электрона, что обуславливает его степени окисления: +4, -4, -2. Валентность – 2, 4. Аморфный кремний обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический. При обычных условиях он взаимодействует со фтором: Si + 2F2 = SiF4. При 1000 °C Si реагирует с неметаллами: с CL2, N2, C, S.
Из кислот кремний взаимодействует только со смесью азотной и плавиковой кислот:
По отношению к металлам ведет себя по-разному: в расплавленных Zn, Al, Sn, Pb он хорошо растворяется, но не реагирует с ними; с другими расплавами металлов – с Mg, Cu, Fe кремний взаимодействует с образованием силицидов: Si + 2Mg = Mg2Si. Кремний горит в кислороде: Si + O2 = SiO2 (песок).
Диоксид кремния или кремнезем – стойкое соединение Si , широко распространен в природе. Реагирует со сплавлением его с щелочами, основными оксидами, образуя соли кремниевой кислоты – силикаты. Получение: в промышленности кремний в чистом виде получают восстановлением диоксида кремния коксом в электропечах: SiO2 + 2С = Si + 2СO?.
В лаборатории кремний получают прокаливанием с магнием или алюминием белого песка:
SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si.
3SiO2 + 4Al = Al2О3 + 3Si.
Кремний образует кислоты: Н2SiO3 – мета-кремниевая кислота; Н2Si2O5 – двуметакремниевая кислота.
Нахождение в природе: минерал кварц – SiO2. Кристаллы кварца имеют форму шестигранной призмы, бесцветные и прозрачные, называются горным хрусталем. Аметист – горный хрусталь, окрашенный примесями в лиловый цвет; дымчатый топаз окрашен в буроватый цвет; агат и яшма – кристаллические разновидности кварца. Аморфный кремнезем менее распространен и существует в виде минерала опала – SiO2 nН2О. Диатомит, трепел или кизельгур (инфузорная земля) – землистые формы аморфного кремния.