Программа по химии для поступающих в вузы (ответы)
2O
Из бинарных соединений галогенов наибольшее значение имеют соединения
галогенов с водородом. Галогенводороды – газы (кроме НF), хорошо
растворимые в воде; НF – сильно дымящая на воздухе жидкость, ядовитая, в
воде растворяется неограниченно. В растворе НF молекулы ассоциированы за
счет водородных связей. Термическая устойчивость в ряду НF – НI резко
падает.
Водные растворы НГ (кроме НF) – сильные кислоты; НF – кислота средней
силы. HBr и HI – восстановители; HCl окисляется при действии сильных
окислителей; газообразный хлорид водорода окисляется кислородом при
нагревании в присутствии катализатора:
2HBr + H2SO4(к) > Br2 + SO2 + 2H2O;
8HI + H2SO4(к) > 4I2 + H2S + 4H2O.
Фтористый водород и плавиковая кислота разрушают кварц и стекло в
результате образования газообразного SiF4:
4HF(г) + SiO2 > SiF4 + 2H2O;
6HF(р-р) + SiO2 > H2[SiF6] + 2H2O.
Все соединения галогенов с кислородом, исключая ОF2,- кислотные оксиды.
Cl2O, Cl2O7, I2O5 при взаимодействии с водой образуют соответствующие
кислоты. ClO2 и Cl2O6 диспропорционируют и образуют две кислоты.
Кислородные соединения галогенов – сильные окислители. Для оксидов хлора в
промежуточных степенях окисления характерны реакции диспропорционирования.
Все гидроксиды галогенов хорошо растворимы в воде, HClO4, HIO3, H5IO6
известны в свободном виде. HIO – слабый амфотер с преобладанием основных
свойств, остальные гидроксиды галогенов – кислоты. Оксокислоты – сильные
окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением СО и
порядкового номера галогена (при одинаковой СО):
2HBrO3 + 4SO2 + 3H2O > 4H2SO4 + Br2O.
Для НГО, HСlO2, HСlO3 характерны также реакции диспропорциони-рования.
3НГО > HГO3 + НГ
Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы
периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства.
Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и
химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты.
Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и
быту.
К 6А группе относятся элементы: кислород, сера, селен, теллур, полоний.
Все элементы обладают хорошей химической активностью. Наиболее химически
активным является кислород. Он взаимодействует непосредственно со всеми
простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и
благородных газов, образуя оксиды. Наиболее активные щелочные металлы (K,
Rb, Cs) образуют при этом надпероксиды ЭО2, а Na – пероксид Na2О2. Кислород
окисляется только при взаимодействии с фтором. В отличие от кислорода S,
Se, Te, Po могут окисляться и восстанавливаться. При умеренном нагревании
они активно взаимодействуют со многими простыми веществами, при сплавлении
– со многими металлами, довольно легко окисляются кислородом и галогенами.
В ряду S – Po способность окисляться усиливается, способность
восстанавливаться уменьшается. При кипячении в растворах щелочей S, Se и Te
диспропорционируют, при нагревании реагируют с кислотами-окислителями. С
кислотами-неокислителями – не реагируют. Po взаимодействует с кислотами как
типичный металл. S, Se, Te могут растворяться в растворах своих анионов Э2-
с образованием полианионов Эn2-.
Э + H2 > H2Э (PoH2, Te)
Э + Hal2 > ЭHal2, ЭHal4
Э + O2 > ЭO2
Э + S > SO2, PoS
O + N2 > NO
Э + P > ЭxPy
Э + C > CЭ2 (Po)
Э + Me > Me2Э, Me2Э2
Po + HCl > PoCl2
Э + H2SO4(к) > ЭO2 (PoSO4)
Po + H2SO4(р) > PoSO4
Э + NaOH > Na2Э + Na2ЭO3 (Po)
Po + HF > PoF2
Э + H2O > S-(H2S + H2SO3), Te-(TeO2), (Se, Po)
Э + HNO3(р) >
Э + HNO3(к) > S-(H2SO4), Se, Te-(H2ЭO3), (Po(NO3)4).
Рассмотрим подробнее соединения серы. С водородом этот элемент образует
соединение состава H2S. Это слабая двухосновная кислота; сильный
восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: в растворах – до
простых веществ, при сжигании – до оксидов. Она может быть получена
взаимодействием простых веществ или действием разбавленных кислот на соли.
Известны два ряда соединений серы с металлами – сульфиды и полисульфиды.
Все сульфиды, исключая сульфиды щелочных, щелочноземельных металлов и
аммония, не растворимы в воде. Сульфиды тяжелых металлов окрашены в
различные цвета. Растворимые сульфиды получаются нейтрализацией щелочей
сероводородной кислотой и восстановлением сульфатов углем, нерастворимые
сульфиды - синтез из простых веществ, а также обменная реакция. В водном
растворе сульфиды гидролизуются; некоторые из них необратимо. Многие
нерастворимые в воде сульфиды растворяются в кислотах-неокислителях.
Сульфиды, ПР которых очень мало, нерастворимы в кислотах-неокислителях, но
растворимы в концентрированной азотной кислоте, царской водке. Все сульфиды
– восстановители.
Сера образует три оксида: SO, SO2, SO3. Первый из них – бесцветный газ,
разлагающийся уже при комнатной температуре. SO2, SO3 являются кислотными
оксидами. SO2 получают в промышленности обжигом сернистых руд, в
лаборатории – действием сильных кислот на сульфиты; SO3 – окисление SO2 в
присутствии катализатора. SO2 в зависимости от условий может
восстанавливаться и окисляться, для него характерны реакции
диспропорционирования.
Эти оксидам соответствуют гидроксиды – кислоты. Н2SO3 получают
растворением SO2 в воде. Серную кислоту в промышленности получают двумя
способами: контактным и нитрозным. Контактный заключается в производстве
SO2, окислении его в SO3 и превращении его в Н2SO4. SO2 получают в основном
обжигом пирита. Полученный SO2 подвергают тщательной очистке. После очистки
SO2 в смеси с воздухом поступает в контактный аппарат, где под действием
катализатора V2O5 окисляется в SO3. SO3 затем растворяют в конц. Н2SO4,
получая тем самым олеум. При нитрозном способе SO2 окисляют оксидом азота
(IV). Конечный продукт содержит 78% Н2SO4. Концентрированная Н2SO4 является
сильным окислителем. Н2SO3 же проявляет восстановительные свойства, но при
действии сильных восстановителей восстанавливается. Среди производных
гидроксидов наибольшее значение имеют сульфиты и сульфаты. Растворимые в
воде соли подвергаются гидролизу. При действии сильных кислот сульфиты
разлагаются. Водные растворы сульфитов обладают восстановительными
свойствами, но при действии сильных восстановителей проявляют окислительные
свойства.
Кроме Н2SO3 и Н2SO4 сера образует и ряд других кислот: политионовые
(Н2SnO6): трисульфоновая (Н2SO6), тетратионовая (Н2S4O6), полисерные
(Н2SO4·nSO3): пиросерная (Н2S2O7), трисерная (Н2S3O10) и т.д.
Кислород, его физические и химические свойства. Аллотропия. Получение
кислорода в лаборатории и промышленности. Роль кислорода в природе и
использование его в технике.
Первый типический элемент VI группы – кислород – самый распространённый
элемент на Земле: его содержание составляет почти 50 массовых долей, %. А
по ОЭО кислород стоит на втором месте после фтора и поэтому образует
огромное число соединений с другими элементами периодической системы.
Известно более 1400 минералов, содержащих кислород. Важнейшие
кислородсодержащие минералы – кварц и его модификации, полевые шпаты,
слюды, глины, известняки. Огромное количество кислорода находится в воде
как в химически связанном, так и в растворённом состоянии. В свободном
состоянии кислород находится в атмосфере ( около 1015 т). Кислород воздуха
расходуется в процессах горения, гниения, ржавления, дыхания и непрерывно
регенерируется за счёт фотосинтеза. Кроме того, кислород является
обязательной составной составной частью организмов животных и растений.
Так, в человеческом теле содержится до 65 массовых долей, % кислорода.
В технике кислород получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха
и электролизом воды (как побочный продукт при получении водорода), а в
лаборатории при термическом распаде оксидов (CrO3), пероксидов (BaO2),
солей оксокислот (KNO3, KCIO3, KMnO4).
Кислород – газ без запаха и цвета. Вследствие плохой деформируемости
электронной оболочки кислород имеет низкие температуры плавления (-
118,8єС) и кипения (-182,9єС). Жидкий кислород светло-голубого цвета, а
твёрдый – кристаллы синего цвета. Во всех агрегатных состояниях кислород
парамагнитен. Он мало растворим в воде: в 100 объемах воды при 20єС
растворяется 3 объёма кислорода. Но эта небольшая растворимость имеет
огромное значение для жизнедеятельности живущих в воде организмов.
Под действием УФ-излучения легко происходит фотолиз молекул кислорода,
поэтому на высоте более 100 км от поверхности земли основной формой
существования кислорода является атомарный. Аллотропной модификацией
кислорода является озон О3. В химическом строении молекулы озона
центральный атом кислорода подвергается spІ-гибридизации, а его 2pz-
орбиталь с такими же орбиталями крайних атомов кислорода образует ?р-р
–связи вдоль всей молекулы:
| |  скачать работу |
Программа по химии для поступающих в вузы (ответы) |
