Программа для поступающих в вузы (ответы)

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:

О

120?

О О

Озон – газ синего цвета, молекулы которого диамагнитны. Цвет его

обусловлен большой полярностью и поляризуемостью молекулы О3 по сравнению с

кислородом.

Озон получается при действии тихого электрического разряда на кислород (

до 10 массовых долей, % О3) . В атмосфере озон образуется при грозовых

разрядах и в верхних слоях под действием УФ–излучения. Озон сильно

реакционноспособен. Его окислительные свойства выражены несравненно

сильнее, чем у кислорода.

По химической активности кислород уступает только фтору. С большинством

простых веществ он реагирует непосредственно, за исключением галогенов,

благородных газов, платины и золота. Два неспаренных электрона в

невозбужденном состоянии атома кислорода определяют его двухвалентность.

Однако максимальная ковалентность его равна 4. Атом кислорода может

находится в sp–, sp2–, sp3–гибридном состоянии.

1. O2 + H2 > H2O

2. O2 + F2 > O2F2

3. O2 + S > SO2

4. O2 + N2 > 2NO (t>1200?)

5. 4P + 3O2 > P4O6

6. O2 + C > CO2

7. O2 + 2Mg > 2MgO

Кислород применяется в металлургической и химической промышленности:

доменный процесс, производство азотной и серной кислот. Кроме того, он

используется для подземной газификации углей, газовой сварки и резки

металлов. Замена воздуха кислородом в ряде производств ведет к

интенсификации и сокращает производственный цикл. Смеси жидкого кислорода с

горючими материалами ( угольный порошок, опилки, масла и др,) составляют

основу мощных взрывчатых веществ – оксиликвитов, применяющихся при взрывных

работах. Кроме того, жидкий кислород – окислитель для ракетных топлив и

хладагент. Наконец, кислород используется для жизнеобеспечения на подводных

лодках и космических кораблях, а также в медицине.

Вода. Электронное и пространственное строение молекулы воды. Физические и

химические свойства воды. Вода в промышленности, сельском хозяйстве, быту.

Вода является одним из наиболее распространенных и важных химических

соединений на Земле. Поверхность земного шара на ѕ покрыта жидкой и твердой

водой. В больших количествах вода содержится также в атмосфере и земной

коре, в связанном состоянии входит в состав различных минералов и пород.

Три изотопа водорода и три стабильных изотопа кислорода в различных

сочетаниях могут образовывать 18 изотопических разновидностей воды. Земные

воды состоят из легкой вода, тяжелой воды по кислороду и тяжелой воды по

водороду. Обычно под тяжелой водой подразумевают воду состава D2O c

молекулярной массой 20. В тяжелой воде вещества растворяются хуже, а

растворы меньше проводят электрический ток. Она гигроскопична: жадно

поглощает влагу из воздуха. Помещенные в нее без предварительной подготовки

живые существа погибают.

Молекула воды из-за spі-гибридизации атома кислорода имеет угловую

конфигурацию, а атомы водорода, соединенные с сильно электроотрицательным

атомом кислорода, определяют ее способность к установлению водородных

связей с соседними молекулами.

О

104є27’

Н Н

За счет двух атомов водорода и двух несвязывающих электронных пар атома

кислорода каждая молекула воды способна к образованию четырех водородных

связей. Считается, что в твердой фазе все молекулы воды объединены

водородными связями. При таянии льда разрывается около 15% Н-связей. При

кипячении воды между ее молекулами еще остается часть Н-связей, которые

полностью исчезают при нагревании водяного пара до 600єС. Такое своеобразие

в структуре воды проявляется в ее свойствах, которые отличаются рядом

аномалий.

Чистая вода прозрачна и бесцветна. Она не имеет ни запаха, ни вкуса. При

нормальном давлении аномально высоки температуры плавления и кипения воды

по сравнению с этими показателями для соединений водорода с элементами 6А-

группы, что объясняется прочностью системы водородных связей, объединяющих

молекулы воды.

Вода – довольно активный химический реагент. Химическая активность воды

проявляется, прежде всего, в ее высокой растворяющей способности. Вода

является катализатором целого ряда химических процессов. В ее отсутствие

многие вещества почти не взаимодействуют химически.

1. Кислотно-основные реакции, в которых вода ведет себя, как амфотер:

BaO + H2O > Ba(OH)2

P2O5 + 3H2O > 2H3PO4

2. Вода действует гидролитически на многие соли, образуя либо гидраты,

либо продукты гидролиза:

CaCl2 + 6H2O > CaCl2·6H2O

Al2S3 + 6H2O > 2Al(OH)3v + 3H2S^

3. Вода окисляет металлы, расположенные в электрохимическом ряду

напряжений до олова:

2К + Н2О > 2КОН + Н2.

Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы

периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее соли.

Фосфорные удобрения. Азот, его физические и химические свойства. Аммиак.

Физические и химические свойства. Химические основы промышленного синтеза

аммиака. Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной

кислоты. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения.

К 5А группе относятся элементы азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Общая формула ВЭУ nsІnpіnd° (азот - 2sІ2pі). Азот представляет собой

бесцветный газ, фосфор является кристаллическим веществом и существует в

виде трех модификаций – белый, красный и черный, мышьяк и сурьма –

металлоподобные кристаллические вещества серого цвета, висмут – серебристо-

белый мягкий металл.

Азот в промышленности получают ректификацией воздуха, в лаборатории –

окислением аммиака (1), реакциями внутримолекулярного окисления-

восстановления соединений азота (2), восстановлением азотной кислоты (3):

1. 2NH3 + 3CuO > N2 + 3Cu + 3H2O;

2. NH4NO2 > N2 + H2O;

3. 5Mg + 12HNO3(p) > N2 + 5Mg(NO3)2 + 6H2O.

Фосфор – в электрических печах по реакции:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 > P2 + 3CaSiO3 + 5CO.

Мышьяк – термическое разложение арсенопирита без доступа воздуха:

FeAsS > As + FeS.

Сурьма – сплавление сульфида сурьмы с железом:

Sb2S3 + 3Fe > 2Sb + 3FeS.

В ряду N – Bi усиливаются металлические свойства. Азот и фосфор –

типичные неметаллы; мышьяк и сурьма имеют как металлические, так и

неметаллические модификации; висмут – неметалл. Устойчивость

неметаллических модификаций в этом ряду падает, металлических – растет.

Молекулярный азот мало активен, при комнатной температуре реагирует только

с литием. При активации молекул азот окисляет многие металлы, образуя

нитриды; окисляется только при взаимодействии с кислородом и фтором.

Остальные элементы обладают более высокой химической активностью. Они могут

окисляться и восстанавливаться, легко реагируют с рядом неметаллов и

многими металлами. С кислотами-неокислителями они не реагируют, при

нагревании взаимодействуют с кислотами-окислителями. При переходе от

мышьяка к висмуту стабилизируется более низкая степень окисления +3;

химическая связь в соединениях становиться все более ионной; основные

свойства оксидов и гидроксидов усиливаются.

|N2 + H2 > NH3 (t); |

|Э + Г2 > NF3; PГ3, PГ5; As, Sb, Bi – ЭГ3, ЭГ5; |

|Э + О2 > NО; P4О6, P4О10; As, Sb, Bi – Э2О3; |

|Э + S > N2; ЭxSy; |

|P + N2 > P3N5; |

|Э + С > C2N2; CP3. |

|Э + H2SO4(k) > HAsO2; Sb, Bi – Э2(SO4)3; |

|Э + H2SO4(p) > |

|Э + NaOH > PH3 + NaH2PO2; Na3AsO3; |

|P + H2O > PH3 + H3PO2; |

|Э + HNO3(p) > H3AsO4; Sb2O3; Bi(NO3)3; |

|Э + HNO3(k) > P, As – H3ЭO4, Sb2O5. |

Важнейшими элементами являются азот и фосфор. Рассмотрим более подробно

их соединения. Для них известны водородные соединения состава ЭH3, а также

N2H4 (гидразин), HN3, P2H4 (дифосфан). РH3 – ядовитый газ, плохо

растворимый в воде. NH3 – не ядовит и хорошо растворим в воде. NH3 получают

синтезом из простых веществ, а в лаборатории при реакции хлорида аммония с

известью. РH3 – взаимодействием белого фосфора с концентрированным

раствором щелочи. Эти вещества – сильные восстановители. Для NH3 характерны

реакции присоединения за счет донорно-акцепторного взаимодействия. ЭH3 с

ильными кислотами образуют соли аммония и фосфония соответственно.

Для азота известна все оксиды отвечающие СО от +1 до +5, для фосфора –

степеням окисления +3 и +5. Синтезом из простых веществ при очень высоких

температурах можно получить только NО, остальные оксиды азота получают

косвенным путем. Р4О6 и Р4О10 можно получить при взаимодействии простых

веществ. Все оксиды азота, кроме NО термически неустойчивы. N2О и NО с

водой не реагируют, NО2 при растворении в воде диспропорционирует,

аналогично протекает реакция со щелочами. Оксиды азота (3, 5) и фосфора (3,

5) при растворении в воде образуют соответствующие кислоты. Кислотный

характер оксидов выражен тем сильнее, чем меньше атомный номер элемента и

выше его СО: N2О5 – наиболее кислотный оксид. Все оксиды азота –

окислители, N2О5 – сильнейший окислитель. Р4О6 – восстановитель легко

окисляется кислородом, серой, галогенами.

Для азота и фосфора известны кислоты отвечающие степеням окисления +3 и

+5 (для фосфора также +1 и +4). Кислоты азота в лаборатории получают

действием сильных окислителей на нитраты и нитриты. Н3РО3 в лаборатории

получают гидролизом хлорида фосфора. Н3РО4 – растворением соответствующего

оксида в воде. Кислоты азота – сильные окислители, однако, НNО2

восстанавливается при действии только сильных восстановителей. Кислоты

фосфора являются сильными восстановителями, но при действии сильных

восстановителей они восстанавливаются.

Аммиак и азотная кислота используются для получения азотных удобрений,

взрывчатых веществ. Фосфор и его соединения используются в производстве

спичек. Роль азота и фосфора очень велика в жизни организмов. Они входят в

состав молекул ДНК, с помощью которых осуществляется синтез белков и

передача наследственной информации.

Фосфор повышает засухо- и морозоустойчивость, способствует накоплению

ценных веществ в растении. Удобрениями служат как природные фосфорные руды,

так и продукты их химической переработки. Качество фосфорных удобрении

характеризуется содержанием усвояемого Р в пересчете на Р2О5.Стандартным

считается удобрение, содержащее 18,9% Р2О5. Сырьем для получения служат

природные фосфорные руды – фосфориты и апатиты. Фосфоритная мука – это

природный измельченный фосфорсодержащий минерал. Производство состоит из

операций дробления, сушки и размола фосфоритов. Суперфосфат простой

получается разложением природных фосфатов серной кислотой. Простой

суперфосфат содержит от 14 до 21% усвояемого Р2О5:

4Ca5(PO4)3F + 14H2SO4 + 13H2O > 6Ca(H2PO4)2·H2O + 14CaSO4·0,5H2O + HF,

Ca5(PO4)3F получают из кальцийфторапатита Ca5(PO4)3F·CaF5

Суперфосфат двойной отличается меньшим содержанием балласта и содержит в 2

– 3 раза больше усвояемого Р2О5.

Азот входит в состав хлорофилла и белков, являющихся основой живой

ткани. Растения усваивают азот, содержащийся в почве в виде солей. Только

некоторые растения (бобовые) усваивают азот воздуха. Основными азотными

удобрениями являются: нитрат, сульфат, хлорид и фосфат аммония, калиевая,

натриевая и кальциевая селитры, мочевина. Нитрат аммония – наиболее

эффективное азотное удобрение, содержащее 35% азота. Получают

нейтрализацией азотной кислоты сухим аммиаком:

HNO3 + NH3 >NH4NO3

Сульфат аммония содержит 21,2% азота и получается поглощением серной

кислотой аммиака газа коксовых печей, нейтрализацией серной кислоты

синтетическим аммиаком, обработка гипса растворами карбоната аммония:

CaSO4 + (NH4)2CO3 > (NH4)2SO4 +

CaCO3

Мочевина – наиболее ценное удобрение, содержащее 46,6% азота и получаемое в

промышленности из аммиака и углекислого газа:

2NH3 + CO2 > NH2COONH4 > NH2CONH2 + H2O

Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы

периодической системы. Кремний, его физические и химические свойства. Оксид

кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе. Углерод, его

аллотропные формы. Химические свойства углерода. Оксиды углерода, их

химические свойства. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, их

свойства. Превращения карбонатов и гидрокарбонатов. Качественная реакция на

карбонат-ион.

4А группе относятся элементы углерод, кремний, германий, олово и свинец.

Углерод известен с древних времен. Он может быть получен при нагревании

древесины без доступа воздуха, при обугливании животных остатков, неполном

сгорании органических веществ (сажа). Графит и алмаз встречаются в природе,

но в последнее время их в основном получают искусственным путем. Карбин

получается синтетически при каталитическом окислении ацетилена и является

наиболее стабильной формой углерода. В 1990 г. из сажи, образованной при

испарении графита в электрической дуге в атмосфере гелия, была выделена

новая форма С – фуллерен С60. Кремний получают восстановлением SiO2 магнием

или углеродом в электрической печи. Высокой чистоты Si получают

восстановлением SiCl4 цинком или водородом. Остальные элементы –

термическое восстановление их оксидных соединений с помощью Н2, С, СО.

По химическим и физическим свойствам углерод и образуемые им соединения

резко отличаются от др. элементов группы. Будучи типичным неметаллом, С в

форме простого вещества, а также в соединениях с кислородом, азотом и серой

способен образовывать кратные связи в группировках типа >C=CC=O,

O=C=O, –C=N, >C=S. Для Si и Ge соединений с подобными группировками не

установлено, Sn и Pb образуют соединения, характерные для металлов. При

обычных условиях все аллотропные модификации углерода весьма инертны, др.

элементы группы достаточно активны и взаимодействуют со многими веществами.

При увеличении температуры химическая активность всех веществ, образованных

элементами группы, резко возрастает. В соединениях С и Si проявляют СО –4,

+2, +4, Ge, Sn и Pb – +2, +4. Устойчивость соединений в высших СО от Si к

Pb уменьшается.

Э + Н2 =

Э + Г2 = C (CF4); Si, Ge, Sn (ЭГ4); Pb (F4, Cl4, Br2, I2)

Э + О2 = ЭO2; Pb (PbO)

Э + S = C, Si, Ge, Sn (ЭS2); Ge, Sn, Pb (ЭS)

Si + N2 = Si3N4

Э + Р = Si, Ge, Sn (ЭР), ЭР2, ЭР3

Э + С =

Э + Ме = карбиды, силициды, сплавы.

Э + H2O =

Э + H2SO4(k) = C, Si; Ge, Sn (Э(SO4)2); Pb(HSO4)2

Э + H2SO4(p) = C, Si, Ge; ЭSO4 (Pb пассивируется)

Э + NaOH = C, Ge; Na2SiO3; Sn, Pb (Na2[Э(OH)4])

Э + HNO3(k) = Si; C (CO2); Ge, Sn (xЭO2·yH2O)

Э + HNO3(p) = C, Si, Ge; Sn, Pb (Э(NO3)2)

Э + HCl = C, Si, Ge; Sn, Pb (ЭCl2), (Pb пассивируется).

Наиболее важными соединениями углерода является СН4 и СО2. СН4 является

химически инертным газом. Огромные его количества находятся в природе в

виде природного газа. Он широко используется в различных органических

синтезах, а также в быту. СО2 представляет собой газ. Он проявляет

кислотные свойства, являясь ангидридом угольной кислоты. Он используется в

качестве восстановителя, в пищевой промышленности для газирования различных

напитков, «сухой лед». Также большое практическое значение имеют соли не

выделенной в свободном состоянии угольной кислоты Н2СО3. Из соединений

кремния очень важен оксид SiO2. Это кислотный оксид. Он используется как

восстановитель, а также в стекольной и цементной промышленности.

В свободном виде кремний в природе не встречается, а только в

соединениях, важнейшим из которых является кремнезем SiO2. Кремний также

входит в состав полевого шпата и каолина. Кремнезем является главным сырьем

для производства стекла, цемента и керамики. Стекло получают из смеси песка

SiO2, соды Na2CO3 и известняка CaCO3, которую нагревают до 1500°С. При этом

протекают реакции:

Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2;

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 +CO2.

Затем силикаты натрия и калия сплавляют с песком и получают стекло

Na2O·CaO·6SiO2.

Если же вместо соды брать поташ К2CO3, то образуется тугоплавкое стекло

К2O·CaO·6SiO2.

Чтобы придать стеклу нужную окраску, в него добавляют соответствующие

оксиды металлов: оксиды железа придают стеклу зеленый цвет, кобальта –

синий, меди – голубой, серебра – желтый и т.д. Если в состав стекла входит

оксид свинца, то получают хрусталь – ценное стекло, обладающее большой

лучепреломляющей способностью. Хрусталь хорошо шлифуется, после чего

приобретает сильный блеск.

Цемент получают из известняка и глины. При этом используют и мергель.

Эту смесь обжигают в специальных печах и полученную спекшуюся массу

размалывают. Он широко используется в строительстве как вяжущий материал,

который при смешивании с водой затвердевает. Условно различают два типа

цемента по принципу их «свертывания» - обычный цемент и портландский

цемент. Процесс «схватывания» обычного цемента, состоящего из силиката

кальция, происходит вследствие образования карбоната кальция за счет

углекислого газа воздуха:

CaO·SiO2 + CO2 + H2O = CaCO3 + H2SiO3.

При «схватывании» портландского цемента углекислота не участвует в

процессе, а происходит гидролиз силикатов с последующим образованием

нерастворимых кристаллогидратов:

Ca3SiO5 + H2O = Ca2SiO4 + Ca(OH)2;

Ca2SiO4 + 4H2O = Ca2SiO4·4H2O.

Теория химического строения органических веществ. Зависимость свойств

органических веществ от химического строения. Изомерия. Электронная природа

химической связи в молекулах органических соединений, типы разрыва связи,

понятие о свободных радикалах.

Создателем теории химического строения был великий русский химик

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9