Шпаргалка по «Химии»

39.Галогеноводороды.  Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов:Плавиковая кислота — водный раствор фтороводородаСоляная кислота — водный раствор хлороводородаБромоводородная кислота — водный раствор бромоводородаВсе галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов.Галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде, например, в 1 объеме воды при 0 °С растворяется 507 объемов хлороводорода и 612 объемов бромоводорода. Высокая растворимость в воде позволяет получать концентрированные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. Фтороводородная кислота относится к числу слабых, остальные галогеноводородные кислоты – сильные. Сила кислот в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастает, что объясняется уменьшением в этом же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI – самая сильная кислота.Водным растворам галогеноводородов присущи все свойства сильных кислот, они реагируют с металлами, оксидами металлов, основаниями. Поскольку отрицательные ионы галогенов могут проявлять только восстановительные свойства, то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление последних может происходить только за счет ионов водорода, поэтому кислоты реагируют только с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.

Галогениды. Галогениды — группа минералов, представляющих собой соединения галогенов с другими химическими элементами или радикалами.К галогенидным минералам относятся фтористые, хлористые и очень редкие бромистые и иодистые соединения. Фтористые соединения (фториды), генетически связаны с магматической деятельностью, они являются возгонами вулканов или продуктами гидротермальных процессов, иногда имеют осадочное происхождение.Галогенидные минералы являются oсадками морей и озёр и главными минералами соляных толщ и месторождений. Некоторые галогенные соединения образуются в зоне окисления сульфидных (медных, свинцовых и других) месторождений.К практически важным фторидам и хлоридам можно отнести: флюорит (плавиковый шпат), галит (поваренная соль), сильвин, карналлит.

Особенности плавиковой кислоты. Пла́виковая кислота́[1] (фтороводоро́дная кислота́, фтористоводоро́дная кислота́, гидрофторидная кислота́) — водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов. Название «плавиковая кислота» происходит от плавикового шпата, из которого получают фтороводород.Бесцветная жидкость. Растворение фтористого водорода в воде сопровождается довольно значительным выделением тепла (59,1 кДж/моль). Плавиковая кислота — кислота средней силы.Она разъедает стекло[2] и другие силикатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре.Реакция идёт с выделением газообразного фторида кремния (SiF4):

Соляная к-та. Соля́ная кислота́ (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, хлористый водород)[1] — HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая из-за примесей Fe, Cl2 и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38 % по массе, плотность такого раствора 1,19 г/смі. Молярная масса 36,46 г/моль. Соли соляной кислоты называются хлоридами.

Роль соляной кислоты и хлоридов в живых организмах. Хлор. Один из химических элементов, без которых немыслимо существование живых организмов. Основная форма его поступления в организм — это хлорид натрия, который стимулирует обмен веществ, рост волос, придаёт бодрость и силу. Больше всего хлорида натрия NaCl содержится в плазме крови.Особую роль в пищеварении играет соляная кислота НСl, которая входит в состав желудочного сока. Без 0,2%-й соляной кислоты практически прекращается процесс переваривания пищи. И хотя почти все пищевые продукты содержат некоторое количество поваренной соли, человек вынужден добавлять к пище ежедневно около 20 г соли.По масштабам промышленного применения хлор намного превосходит все галогены. Хлор и его соединения необходимы для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей, бумаги и т. д.

40.Кислородсодержащие соединеия галогенов. Все кислородсодержащие соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, меньше – оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего устойчивых соединений образует хлор. Из соединений кислорода с фтором существует только фторид кислорода OF2. Хлор образует четыре оксида, степень окисления хлора +1, +3, +4, +7; бром – один, степень окисления брома +4, и большое число неустойчивых оксидов; йод – один, степень окисления йода +5. Все оксиды неустойчивы, разлагаются с большим выделением тепла.

Кислородные кислоты хлора и их соли. Все кислородные кислоты хлора обладают окислительными свойствами. Особенно сильным окислителем является хлорноватистая кислота, поскольку она очень склонна к распаду с образованием свободного кислорода. Самой прочной из кислородных кислот хлора является хлорная кислота, но и она обладает сильными окислительными свойствами в концентрированных растворах.Соли кислородных кислот хлора в нейтральной или щелочной средах окислительных свойств не проявляют. Усиление кислотных свойств в указанном ряду может быть объяснено ослаблением связи Н - О, вызванное увеличением положительного эффективного заряда атома хлора.Активность кислородных кислот хлора возрастает от хлорноватистой к хлорной кислоте. Окислительная их активность увеличивается в обратном порядке - от хлорной к хлорноватистой, которая является наименее устойчивой.

Хло́рная и́звесть. Ca(Cl)OCl — смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к так называемым смешанным солям. Альтернативные названия: хлорка, белильная известь.Широко используется для отбеливания и дезинфекции.

 Бертолетова соль - хлорат калия KClO3. Открыта французским химиком Бертолле в результате действия хлора на горячий раствор щелочи.Промышленное получение хлоратов вообще (и хлората калия в частности) основано на реакции диспропорционирования гипохлоритов, в свою очередь получаемых взаимодействием хлора с растворами щелочей.

Перхлораты — соли или эфиры хлорной кислоты. Соли металлов, неметаллов, гидразина, гидроксиламина и аммония относятся к неорганическим производным хлорной кислоты, а эфиры и соли органических соединений — к органическим производным хлорной кислоты.

Кислородсодержащие кислоты брома, иода и их соли. С кислородом хлор, бром и йод дают оксиды, F2 - фтор кислорода. Все галогены (кроме фтора) образуют неустойчивые кислородсодержащие кислоты НХО, НХО2, НХО3 и НХО4; их кислотные свойства в указанном ряду усиливаются, а окислительная активность убывает. Особые группы соединений - гидрогалогениды (среди которых наиболее устойчивы гидрофториды металлов), например М Н2Х3, и полигалогениды, например K[ClF2].Фтор вытесняет хлор из его соединений с более электроположительными элементами, хлор вытесняетбром, а бром - иод (1/2 F2 + Cl- -> F- + 1/2Cl2). С другой стороны, иод вытесняет бром и хлориз кислородсодержащих кислот и их солей, в которых галогены заряжены положительно (1/2I2 + [СIO3]- -> [IO3]- + 1/2Сl2).

41. Общая характеристика  элементов 6 А группы.Элементы VI-A группы - это кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный металл полоний. Кислород и сера – неметаллы. Полоний металл серебристо белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, селен и теллур, занимающие промежуточное положение, являются полупроводниками. Кислород, сера, селен, теллур – имеют неметаллический характер, называются «халькогены», т.е.  образующие руды.На внешнем уровне атомов этих элементов содержится 6 электронов: ns2  np4 . В атомах элементов Se, Te  и Po электроны внешнего уровня экранируются от ядра десятью d-электронами предвнешнего уровня, что ослабляет их связь с ядром и способствует проявлению металлических свойств этих элементов.Особенность строения атома кислорода – отсутствие d-подуровня, поэтому валентность кислорода равна 2, но за счёт неподелённых электронных пар кислород может быть донором электронных пар.У серы и остальных халькогенов возможен переход p и s-электронов в d–состояние. Поэтому валентность их может быть 2,4,6, а значение степени окисления меняется от -2 до +6 (чаще всего -2, 0, +4, +6).У теллура радиус атома больше, чем у полония за счёт лантаноидного сжатия, т. к. полоний стоит за лантаном. У  Po нет радиуса иона, т.к. это радиоактивный элемент. Электроотрицательность элементов группы больше, чем у элементов V-A гр., от кислорода к теллуру закономерно уменьшается. Неметаллические свойства ослабевают с увеличением порядкового номера элементов. Нет монотонного изменения t0C плавления - обусловлено особенностями кристаллической решётки.С увеличением порядкового номера халькогенов понижается окислительная активность нейтральных атомов и растёт восстановительная активность отрицательных ионов.Элементы образуют водородные соединения состава H2Э. При обычных условиях Н2О – жидкость, остальных –газы. Все гидриды обладают восстановительными свойствами.

Особенности кислорода.Кислород (О) — родоначальник главной подгруппы VI группы Периодической системы элементов. Элементы этой подгруппы — кислород О, сера S, селен Se, теллур Те, полоний Ро — имеют общее название «халькогены», что означает «рождающие руды»Кислород — самый распространенный элемент на нашей планете. Он входит в состав воды (88,9 %), а ведь она покрывает 2/3 поверхности земного шара, образуя его водную оболочку — гидросферу. Кислород — вторая по количеству и первая по значению для жизни составная часть воздушной оболочки Земли — атмосферы, где на его долю приходится 21 % (по объему) и 23,15 % (по массе). Кислород входит в состав многочисленных минералов твердой оболочки земной коры — литосферы: из каждых 100 атомов земной коры на долю кислорода приходится 58 атомов.Обычный кислород существует в форме О2. Это газ без цвета, запаха и вкуса. В жидком состоянии имеет светло-голубую окраску, в твердом — синюю. В воде газообразный кислород растворим лучше, чем азот и водород.Химические свойства кислородаКислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных газов, золота и платиновых металлов.

Аллотропия и изоморфизм серы.Существование аллотропных модификаций серы связано с её способностью образовывать устойчивые гомоцепи – S – S –. Устойчивость цепей объясняется тем, что связи – S – S – оказываются прочнее, чем связь в молекуле S2. Гомоцепи серы имеют зигзагообразную форму, поскольку в их образовании принимают участие электроны взаимно перпендикулярных р-орбиталей.Существует три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Ромбическая и моноклинная модификации построены из циклических молекул S8, размещенных по узлам ромбической и моноклинной решеток.

Изоморфизм (от др.-греч. ἴσος — «равный, одинаковый, подобный» и μορφή — «форма») - этот термин был впервые введён в химической науке Э. Митчерлихом в 1819 г. Первоначально он означал внешнее сходство кристаллической формы у веществ, родственных по химическому составу. Современное определение понятия изоморфизма может быть выражено следующим образом: изоморфизм — свойство элементов замещать друг друга в структуре минерала. Изоморфизм возможен при одинаковых координационных числах атомов, а в ковалентных соединениях при тождественной конфигурации связей.

Своства простых веществ. Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента (из гомоядерных молекул)[1][2], в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде[1][3]; или, иначе говоря, элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества[3]. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ[2].

В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут быть металлами (Na, Mg, Al, Bi и др.) и неметаллами (H2, N2, Br2, Si и др.)[2].Примеры простых веществ: молекулярные (O2, O3, H2, Cl2) и атомарные (He, Ar) газы; различные формы углерода, иод (I2), металлы (не в виде сплавов).

Применение и биологическое значение халькогенов. Кислород участвует во всех видах обмена веществ в организме. Он входит в состав белков, витаминов, гормонов, жиров, углеводов, ферментов и других биологически важных веществ. В медицине кислород применяют при лечении многих С сердечно-сосудистых заболеваний, злокачественных опухолей, инфекционных заболеваний.

В организме человека 0,16% серы. Суточная потребность взрослого человека 4-5 г серы. Сера входит в состав белков, аминокислот, пептидов, гормонов, некоторых витаминов. Много серы в кератине волос, шерсти, костях, нервной ткани и т. д. В организме сера окисляется с образованием H2SO4, которая участвует в обезвреживании ядовитых соединений, образующихся в кишечнике, а также лекарственных препаратов. Сера угнетает жизнедеятельность остриц и способствует удалению их из кишечника. Наружно серу применяют в дерматологии, так как она оказывает противомикробное и противопаразитарное действие.

42.Гидриды типа Н2О.По мере увеличения размера атомов халькогенов длина связи Н-Э увеличивается, а ее энергия, а, следовательно, энергия Гиббса образования ( fGo) и термодинамическая стабильность Н2Э, уменьшаются. Понижение устойчивости молекул H2S , H2Se, H2Te по сравнению с Н2О объясняется ростом размеров np-орбиталей и уменьшением их перекрывания с 1s-орбиталями атомов водорода.В стандартных условиях гидриды Н2Э являются газами. С ростом массы и размеров молекул Н2Э усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, повышаются температуры и энтальпии плавления и кипения (табл.5). Аномально высокие температуры фазовых переходов у воды объясняются усилением межмолекулярного взаимодействия за счет образования водородных связей.

Ассоциация молекул воды происходит вследствие высокой их полярности, а также за счет образования водородных связей, которые возникают между водородом одной молекулы воды и кислородом другой молекулы.Но ассоциация молекул воды происходит главным образом за счет водородных связей.Теория ассоциации молекул воды позволяет объяснить причину одного из важнейших свойств воды - ее плотностную аномалию. Предполагается, что в воде при 4 присутствует максимальное число удвоенных молекул воды. Плотностная аномалия воды сыграла важную роль в формировании окружающего нас мира и сохраняет важное значение в наши дниПричина возникновения ассоциаций молекул воды лежит в строении самих молекул. Уже указывалось, что свойства атомов водорода и кислорода не допускают построения симметричных молекул воды. Имеется валентный угол около 105 с атомом кислорода у вершины и между образующими стороны угла обоими водородными атомами.