Теплопередачи в природе

01. Энтальпия и т.д 1. Н₂ в природе. Изотопы Н₂: протий, дейтерий, тритий. 2. Хим. св-ва Н₂ 3. Гидриды Ме и Нем, их св-во и получ.

4. Получение и прим. Н₂ 5. О₂. Общ хар-ка 6. Нахожд. О₂ в природе.

7. Получ. О₂ 8. Строение молекулы О₂ 9. Св-ва О₂ 10. Озон, его получ. и св-ва 11. Н₂О. Распространенность в природе. Значение Н₂О в биосфере

12. Строение Н₂О и ее физ. св-ва. 13. Н₂ – связь в Н₂О 14. Хим св-ва Н₂О

15. Классифик. природных вод и их водоподготовка. Жесткость Н₂О.

16. Н₂О₂, его строение и получ. Кислотные, окислит. и восстановит. св-ва.

17. Общ характеристика элементов VIIA гр таблицы М (ТМ). СО галогенов. Нахождение в природе. 18. Простые вещ-ва F₂, Cl₂, Br₂, I_2. Методы их получения и св-ва. 19. Взаимодействие Г с Н₂О и щелочами.

20. Н₂ соедин Г и их восстан св-ва 21. Н₂-связь в молекуле НF. Структура HF в газовой, жидк и тверд фазах 22. Соединения Г с О₂

23. О₂ – содержащие к-ты Cl, B, I. Сопоставление их кисл и восстан св-в

24. О₂- содержащие к-ты Cl и их св-ва. 25. Дифториды Ме 26. Комплексныес соедин Г-нов. 27. H₂S, получ. строение, св-ва. Сульфиды, методы их получ и св-ва. Раст-мость и гидролиз сульфидов. 28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. 29. Применение S, Se, Te и их соедин. 30. Взаимод H₂SO₄ с Ме. 31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в прир, получ и св-ва. Аллотропия. 32. Диоксиды S, Se, Te. Получ и св-ва. 33. Соли О₂- содерж. кис-т серы. Сульфиты, сульфаты. 34. О₂-содерж к-ты S. H₂SO₃. H₂SO₄. Дисерная к-та, тиосерная к-та, пероксодисерная. Строение и св-ва

35. Н₂ – содеин. N₂. Аммиак, гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные к-ты. Строение, с-ва, получ. 36. Ох азота. Их получ, св-ва, строен

37. Азотисчтая к-та, ее строение и св-ва. Нитриты и их св-ва

38. Сравнен строен и св-в галогенидов N₂, P, As, Sb, Bi. Гидролиз галогенидов.

39. Применение N₂ и его соедин. азотные удобрения

40. Р. Общ хар-ка, нахожд в природе. Аллотропия. Красный, белый, черный Р, их св-ва и получ. 41. Общ хар-ка As, Sb, Bi, нахожд в прир. 42. ТриОх S, получ. св-ва, строен.

43. Азотн. к-та. Строен и св-ва. Взаимод Ме с HNO₃. Нитраты

44. Н₂ – соедин. Р. Фосфин, дифосфин твердые гидриды фосфатов.

45. К-ты as, Sb, Bi, их получ и св-ва.

46. Общ хар-ка э-тов VA гр. СО и типы соедин.

47. Галогениды Р, получ, строение, св-ва.

48. Азот. Общ хар-ка и нахожд в прир. Строение молекул N₂. Проблемы связанного азота, его св-ва и получ.

49. Ох Р (3,5). Фосфорные к-ты. Строение, св-ва и получ.

50. Примен Р и его соедин. Фосфорные удобрения

0.1 Внутр энерг характеризует общий запас энергии системы и включает все виды энергии движения и взаимод частиц, но не включает кинет энергию вцелом и пот энергию. Т/д пользуется понятием изменения внутр энергии. ?U=U_кон-U_нач dU Энтальпия характеризует запас энергии системы при р=const она числено равна: H=U+pV

?H=?U+p?V dH

?H=H_кон-H_нач

Закон Гесса:

Тепловой эффект х.р. зависит только от вида и состояния исходных в-в и кон продуктов. При термохим рассчетах использ термохим у-ия. Т.х. у-ия обязательно должны содержать молярные кол-ва в-в, в правой части должен быть приведен тепловой эффект, должны быть указаны агрегатные состояния в-в, с т.х. у-иями можно производить все алгебраические действия.

Энергия Гиббса G=H-TS. DG=DH-TDS. S = Q_{обр(кол-во теплоты, погл сис-мов в изотермич обратимом проц.)}/T

1. H₂ широко распространен в природе. Он входит в состав Н2О, глин, каменного и бурого угля, нефти и т.д., а также во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается крайне редко (в вулканических и др. природных газах). Водород - самый распространенный элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и большинства звезд. Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, газовых туманностях и межзвездном газе. H₂ имеет три изотопа с массовыми числами соответственно 1, 2 и 3: 1H p(e) протий, 2D(2H) (p+n)e дейтерий 3T(3H) (p+2n)e тритий. Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Нормальный изотопный состав природных соед водорода соответствует отношению D : H = 1 : 6800 (по числу атомов). Тритий - b-радиоактивен, период полураспада T1/2 = 12,26 года.

2. Н₂ проявляет и восстановительные, и окислительные свойства. В обыч услблагодаря прочности молекул он сравнительно мало активен и непосредственно взаимодействует лишь со фтором. При нагрев же вступает во взаимодействие с многими неМе - хлором, бромом, кислородом и пр. Восстановительная способность водорода используется для получения некоторых простых веществ из Ох-в и галидов: CuO + H2 = Cu + H2O В кач окислителя водород взаимодействует с активными Ме: 2Na + H2 = 2NaH

51. Угольная к-ты и ее соли. Строен, св-ва и получ.

52. SiO₂, строен и св-ва. Кварцевое стекло.

53. С. Общ хар-ка, нахожд в прир. Аллотрпия.

54. Общ хар-ка эл-тов IVA гр. СО эл-тов и типы их соедин

55. Карбиды, их получ и св-ва

56. Стекло и керамика

57. Применен С и его соедин

58-59. Si. Общ хар-ка, нахожд в прир. Получ, св-ва и прим Si.

60. Ge, Sn, Pb. Хаар-р измен. строен и св-в прост выщ-в. Ох и гидрОх Ge, Sn, Pb.

61. Германаты,станнаты и плюмбаты (2,4). Сульфиды Ge, Sn, Pb.

62. Н₂ – соедин Si, их получ и св-ва. Силициды Ме.

63. Электролиз расплавово солей и гидрокс ЩеМе

64. Общ хар-ка Ia гр, нахожд в прир, получ.

65. Гидриды щеме, их строен и св-ва

66. Гидриды, Ох и гидрокс щеме, нахожд в прир и получ.

67. Общ хар-ка солей щеме.

68. Хим св-ва и сравнен хим акт щеме

69. Окси и перокс щеме, хим связь в этих соедин и св-ва

70. Хим св-ва и активн Li

71. Гидрокс щеме, их получ и св-ва

72. Примен щеме

73. Строен атомов, закономерн измен Rатом, сродство к е и электроотр в ряду Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.

74. Общ хар-ка щеземе, нахожд в прир, получ.

75. Законом. измен св-в Ме и их соедин в ряду Be-Ra

76. Ох, оксогидроксид Ал, их строен, получ и св-ва

77. Особенности Ве и его соедин в ряду щеземе. Токсичность Соедин Ве.

78. Mg, его хим св-ва, раств. солей Mg.

79-80. Хаар-р измен кислотно-осн. св-в однотипн соедин в ряду Be-Ra

81. Амфотерность Be(ОН)₃

82. Общая хар-ка солей щеземе, гидролиз солей Ве и магния.

83. B₂O₃ и Н₃ВО₃, строение и св-ва

84. Галогениды бора, тетрафторбораты Ме.

85. Бориды, их получ и св-ва. Бороводороды, тх получ. строен. и св-ва.

86. Борогидриды Ме.

87. Прменен. соедин В.

88. Общ хар-ка солей Al, их раств, гидролиз.

89. Квасцы.

90. Общ хар-ка эл-тов IIIa гр. Хаар-ные СО и типы соедин.

91. Нитрид бора, строение и св-ва

92. Гидриды Al, алюмогидриды Ме.

93. Ga, In, Tl, общая хар-ка, нахожд в прир, св-ва и примен

94. Al. Общ хар-ка, нахожд в прир, св-ва и примен.

95. Соединения Tl (I). Токсичность соедин Tl⁺.

96. Соединен типа АВ. Арсенид индия и антимонил галлия. Примен.

97. Сопоставление св-в B, Al, In, Ga, Tl

98. Примен соедин Al 99. В. Общ хар-ка, нахожд в прир, получ, св-ва и примен.

3. В тех случаях, когда водород выступает в кач окислителя, он ведет себя как галоген, образуя аналогичные галидам гидриды. Однако образование иона H- из молекулы H2 - процесс эндотермический (энтальпия образования H- составляет +150,5 кДж/моль). Поэтому по окислительной активности водород существенно уступает галогенам. По этой же причине ясно выраженный ионный характер проявляют лишь гидриды наиб активных Ме - щелочных и щелочноземельных, например KH и CaH2.

К ковалентным отн гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неМеических элементов. К ковалентным отн, например, гидриды состава SiH4 и BH3. По хим природе гидриды неМе являются кислотными соедми.

Различие в хим природе гидридов можно легко установить по их поведению при гидролизе. Характерной особенностью гидролиза гидридов является выделение водорода. Реак протекает по окислительно-восстановительному механизму. Отрицательно поляризованный атом H(-1) в гидриде и положительно поляризованный атом H(+1) в воде переходят в состояние с нулевой СО:

KH + HOH = KOH + H2; -----------SiH4 + 3HOH = H2SiO3 + 4H2

За счет выделения водорода гидролиз протекает полностью и необратимо. При этом основные гидриды образуют щелочь, а кислотные - кислоту.

В кач амфотерного соед можно рассматривать гидрид Al AlH3, который в зависимости от партнера по реакции может выступать и как донор электронных пар (основное соед), и как акцептор (кислотное соед):

AlH3 (основный) + 3BH3 = Al(BH4)3

KH + AlH3(кислотный) = K[AlH4]

Стандартный потенциал системы 1/2H2/H- равен -2,23 В. Следовательно, ион H- - один из самых сильных восстановителей. Поэтому ионные, а также комплексные гидриды - сильные восстан-ли. Они находят широкое применение для проведения различных синтезов, для получения водорода и в химическом анализе. Гидрид кальция CaH2 применяется, кроме того, в кач осушителя для удаления следов влаги.

Меическими свойствами обладают водородные соед d- и f-элементов. Эти соед получаются в виде Меоподобных темных порошков или хрупкой массы, их электрическая проводимость и теплопроводность типичны для Ме. Это гидриды нестехиометрического состава. Идеализированный состав Меических гидридов чаще всего отвечает формулам MH (VH, NbH, TaH), MH2 (TiH2, ZrH2, HfH2, ScH2) и MH3 (UH3, PaH3). Ме гидриды используются как восстан-ли для получения покрытия из соответственного Меа, а также для получения Ме в виде порошков.

4. Получ Н₂ В пром Н₂ получают в основном из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива (водяного и паровоздушного газов) и коксового газа. В основе производства водорода лежат каталитические реакции взаимодействия с водяным паром (конверсии) соотвнтственно углеводородов (главным образом метана) и Оха (II) углерода, например: CH4 + H2O ? 800oCa CO + 3H2 , CO + H2O ? 600oCa CO2 + H2 , Водород получают также неполным окислением углеводородов, например: 2CH4 + O2 = 2CO + 4H2

В связи с уменьшением запасов углеводородного сырья большой интерес приобретает метод получения водорода восстановлением водяного пара раскаленным углем: C + H2O = CO + H2 При этом образуется генераторный газ. Затраты энергии на его получ можно скомпенсировать за счет реакции неполного окисления угля: 2C + O2 = 2CO

При комбинировании этих двух процессов получается водяной газ, состоящий в основном из смеси H2 и CO.

Из главных смесей с большим содержанием водорода его выделяют глубоким охлаждением смеси. Водород производят также электролизом Н2О. В лабораторных условиях водород получают взаимодействием цинка с соляной или серной кислотой.

Водород широко используется в хим пром для синтеза. В смеси с CO (в виде водяного газа) применяется как топливо. Жидкий водород - одно из наиб эффективных реактивных топлив. В атомной энергетике для осуществления ядерных реакций большое значение имеют изотопы водорода - тритий и дейтерий.

5. В 1777 году французский химик Антуан Лоран Лавуазье (1743–1794) объяснил процессы дыхания и горения и дал название кислороду – Oxygenium. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: 16O – 99,76%, 17O – 0,04%, 18O – 0,2%. Кислород входит в состав ДНК и многих органических соед, белков. Содержится в мышечной ткани – 16%, костной ткани – 28,5% и крови человека (в человеческом организме массой 70 кг в среднем содержится 43 кг кислорода). Магнитные свойства кислорода указывают на наличие в молекуле кислорода двух неспаренных электронов. Эти электроны размещаются на разрыхляющихся молекулярных p-обриталях. Это делает эго молекулу бирадикалом. Энергия атомнизации кислорода намного меньше, чем у азота. Это одна из причин большой реакционной способности кислорода.

6. Кислород занимает первое место по распространенности в земной коре – 47,4% (по другим данным 49,13%). А атмосфере состоит из кислорода на – 20,9476%, это около 1015 тонн. В морской воде в связанном и р-ренном виде содержится – 85,94% кислорода. В связанном виде кислород входит в состав более чем 1400 минералов. В связанном виде кислород обнаружен на многих планетах солнечной системы.

10. Озон представляет собой газ светло-синего цвета, с характерным резким запахом, р-римый в воде. Жидкий озон имеет темно-фиолетовый цвет, а твердый сине-черный. Интенсивность цвета жидкого озона настолько велика, что даже через очень тонкий слой жидкости не видно нити горящей электрической лампочки. Интенсивность цвета связана с большей поляризуемостью молекул по сравнению с кислородом. Жидкий озон, запаянный в трубку можно хранить вплоть до критической температуры –12° С. Озон при концентрации в воздухе более 9% взрывоопасен, еще опаснее твердый и жидкий озон. Хранение жидкого озона производят в р-ре в четыреххлористого углерода или фреонов при низких температурах. Температура плавления tпл=-192,5° С [14]; Теплота кипения D Hкип=15193 Дж/моль [14]; Озон является сильнейшим окислителем, окисляет даже золото и платину, и уступает только фтору и фториду кислорода. Действующее начало озона, атомарный кислород: 2KI + O3 + H2O a I2 + 2KOH + O2. Индикатором на озон служит бумага, пропитанная р-ром иодида калия и крахмала, которая синеет в его присутствии. Черный сульфид свинца переходит в белый сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O3 a PbSO4 + O2. При приливании к озону аммиака образуется белый дым нитрита аммония. Озон способен чернить серебро, переводя Ме в Ох. 2.Иногда молекула озона полностью вступает в реакцию: 3SO2 + O3 a 3SO3, Na2S + O3 a Na2SO3. 3.Со щелочами озон образует озониды, которые обычно окрашены в красный цвет: 4KOH + 4O3 a 4KO3 + O2 + 2H2O. 4.При озонировании непредельных углеводородов, образуюшиеся озониды разлагаясь под действием Н2О, образуют перекись водорода альдегид и кетон, зная их, можно легко идентифицировать и установить строение углеводорода. Получ озона. 1.Основным способом получения озона является пропускание тихого электрического разряда через кислород. Для получения более чистого озона смесь после этого рекомендуется охладить. 2.При медленном разложении фторида кислорода Н2О выделяется озон, кислород и фтороводород: 4OF2 + 4H2O a 2O3 + O2 + 8HF. Применение озона. Озон применяют для дезинфекции Н2О и в медицине, для отбеливания тканей и очистки некоторых соед, для идентификации соед.

11. Н₂О, распр. в природе. Значение Н₂О в биосфере. Н₂О – одно из самых распр. соедин на Земле. Основа гидросферы. В морях и океанах Н₂О»1,4?10¹⁸ т. В реках, озерах и водохранилищ сод-ся »2?10¹⁴т пресной воды. В виде ледников »2,4?10⁶т. В атмосфере Земли » 1,3?10¹³т. Входит в сос-в литосферы в виде мин, горн. пород, присутств в почв. Обяз. компонент биосферы, входит в сос-в ВСЕх жив. организмов.

7. Получ кислорода. 1.Термическое разложение кислородосодержащих солей:

2KClO3 (150° C, MnO2) a2KCl + 3O2, KClO4 (500° C) a KCl + 2O2, 2KNO3 (t) a 2KNO2 + O2, 2KMnO4 (200° C) aMnO2 + K2MnO4 + O2, 4KMnO4 (2000° C) a 4MnO4 + 2K2O + 3O2. 2.Разложение Ох-в: 2Ag2O (t) a 4Ag + O2, 2H2O2 (MnO2 или hv) a 2H2O + O2, 2BaO2 (500° C) a 2BaO + O2(метод Брина), 2H2O (NaOH, электролиз) a 2H2+ O2. 3.Из сжиженного воздуха.

8. Как большинство других элементов, у атомов которых для достройки внешней оболочки из 8 электронов не хватает 1–2 электронов, кислород образует двухатомную молекулу. В этом процессе выделяется много энергии (~490 кДж/моль) и соответственно столько же энергии необходимо затратить для обратного процесса диссоциации молекулы на атомы. Прочность связи O–O настолько высока, что при 2300° С только 1% молекул кислорода диссоциирует на атомы. Электронная структура. В электронной структуре молекулы кислорода не реализуется, как можно было ожидать, распределение электронов октетом вокруг каждого атома, а имеются неспаренные электроны, и кислород проявляет свойства, типичные для такого строения (например, взаимодействует с магнитным полем, являясь парамагнетиком).

9. Газ О₂ при н.у бесцветный, безвкусный и без запаха. Единственный из извест парамагнитных двухатомный газ. Длина хим связи 1,207 А⁰, Е_св=497кДж/моль О-О. т_пл=-219С, т_кип=-193С. Жидкий О₂ – голубая легковоспламен жидкость. Твердый О₂ – светло-чиние кристаллы д=1,46г/см³. В соедх кислород проявляет СО –2, изредка +1 и +2.По хим активности кислород уступает только фтору. С большинство простых веществ он реагирует непосредственно, за исключением галогенов, благородных газов, платины и золота. Большинство простых и сложных веществ сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O2 a MgO + Q + hv, 4P + 5O2 a 2P2O5 + hv, аммиак горит в кислороде зеленоватым пламенем:

4NH3 + 3O2 a 2N2 + 6H2O. При горении щелочных Ме образуются смеси Ох-в и перОх-в, при горении остальных Ме и неМе образуются Ох-ы, как правило, высших степеней окисления, при сгорании в недостатке кислорода – Ох-ы низших степеней окисления. Некоторые Меы, как то – хром, Al и другие образуют на поверхности пленку Оха, препятствующую дальнейшему окислению. 2.Под действием кислорода р-ры гидрОх-в некоторых переходных Ме переходят в нер-римые соед, выпадают в осадок: O2 + 4Fe(OH)2(суспензия) a4FeO(OH) + 2H2O,

O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O a 4Cr(OH)3. Кислород ускоряет взаимодействие с Ме кислот: O2 + H2SO4 + Pb a PbSO4 + H2O2. Под действием кислорода р-ры некоторых веществ в кислотах и щелочах образуют комплексы: O2 + 4H2O + 2TiCl3 + 2HCl a H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2], O2 + 2Co(NO3)2 + 10(NH3ЧH2O) a [Co2(NH3)10(m -O22—)(NO3)4] + 10 H2O. 3.При пропускании через кислород электрических разрядов молекулярный кислород переходит в более активный атомарный: O2 a 2O.

Атомарный кислород способен соединятся в аллотропную модификацию кислорода озон:

3O2 a2O3.

12. Строение Н₂О и ее физ. св-ва. Н₂О – равнобедр D, ?НОН=104,5⁰, l_ОН=0,957А⁰. О₂ в молек. Н₂О имеет сп³-гибрпидизацию. Хим. связи ОН образованы за счет перекрывания сп³-гибридных орбит О₂ и с-орбиталей Н₂. У атома О₂ в молекуле Н₂О имеются неподел е-пары, кот. могут быть исп д/образования дополнительных Н₂ – и донорно-акцепторных связей. Именно это обст-во, а также большой дипольный момент приводит к сильн. взаимод молекул Н₂О и полярными молекулами др. вещ-в. плотн=0,998г/см³. Физич св-ва Н₂О аномальны, напр., плавление льда сопровождается уменьшением его V на 9%.

13. Н₂ – связь в Н₂О. В рез-те взаимод молекул Н₂О между собой обр-ся ассоциаты. В парах часть молекул Н₂О сущ-ют в виде димеров (Н₂О)₂. В конденсиров. фазах каждая молекула Н₂О обр-ет 4 Н₂ – связи. напр. к вершинам правильного тетраэдра. Длина Н₂-связи Н???О » 2,8А, ?Н???О – Н a180. Н/О-Н???О/НН

14. Хим. св-ва Н₂О. Н₂Р – реакц. способн. соед, окисл. атомарным О₂ и галогенами. Н₂О+ОaH₂O₂, H₂O+F₂a2HF+O, H₂O+Г₂aНГО+НГ, 2Н₂О+2Br₂a4HBr+O₂. При пропускании паров Н₂О ч/з расплавл уголь, она разлагается, образуя водяной газ. Н₂О+СoСО+Н₂. В присутс катлиз. Н₂О реаг с СО, СН₄ и др. углеводородами: СО+Н₂О –Fe->CO₂+H₂, CH₄+H₂O-Ni, Co->CO+3H₂O. Р при нагрев с Н₂О образ. метафосфорную к-ту (НРО₃). Н₂О реаг. почти со всеми Ме при повыш т, с щеме и щеземе при комнатн, образуя Ох, Ме(ОН), к-ты. Взаимод Н₂О с Ох приводит к кисл. или основнанием. Вода – олдин из наиб. важных и чаще др. исп. раств-лей.

15. Классификация природных Н₂О и их водоподготовка. Жесткость Н₂О. По велич. минерализации, содерж. раств-мых в Н₂О мин. вещ-в (солей) природ. Н₂О делится на: 1) ультрапресная (до 0,2 г/л); 2) пресная (0,2-0,5г/л); 3) слабоминерализированная (0,5-1г/л); 4) солоноватая (1-3 г/л); 5) с повыш. соленостью (10-35г/л); 6) переходая к рассолам (35-50г/л); 7) рассол (>50г/л). Осн. катионы Н₂О: Са²⁺, Mg²⁺, Na⁺, K^+?, Fe³⁺, анионы: Cl^-, SO₄^2-? HCO₃^-. Сос-в зависит от ГП водоема, вр. года и метеоусловий. Осн. операции водоподготовки (1 млн м³ /сутки): 1. Осветление – удаление из Н₂О каллоидных частиц. 2. Обеззараживание – удаление болезнетворн. микробов и вирусов, осущ. хлорированием, озонированием или УФ облуч. Хлорир Н₂О жидким или газообр Cl₂. 3. Умягчение – уменьшение содержания ионов Ca²⁺, Mg²⁺, т.е. снижение ее жесткости.Общ жесткость – сумма концентраций ионов Са и Мг. Общ жестк = карбонатная (временная, удал. кипяч) и некарбонатной – пост. Врем. жесткость опред-ся наличием в воде гидрокарбонатов Са и Мг, кот при кипяч разлаг с выдел СО₂. Са(НСО₃)₂aCaCO₃+H₂O+CO₂, Mg(HCO₃)₂aMg(OH)₂+2CO₂. Пост. жестк связана с присутст в Н₂О сульфатов, хлоридов, силикатов и фосфатов Са и Мг. 4. Стабилизация – обработка Са (ОН)₂ и Na₂CO₃ д/насыщ Н₂О СаСО₃. 5. Опреснение и обессоливание 6 Обескремнивание 7 дегозация.

16.Н₂О₂, его строение и получ. Кислотные, окислит. и восстановит. св-ва. Н₂О₂ – бесцветная сиропообразная жидкость плотн=1,45г/см³. Непрочное вещ-во, способн. разлагаться со взрывом на Н₂О и О₂, при этом выдел большое ко-во Q(197,5Дж). Н₂О₂ получ. в кач-ве промеж. продукта при горении Н₂, но разлагается на Н₂О И О₂ из-за т. Получ. при действии атомарного Н₂ на О₂. В промышл. Н₂О₂получ. электрохимич методами (анодным окисл. раст-ров Н₂SO₄ с посл. гидролизом образ при этом пероксодвусерной к-ты Н₂S₂О₈: 2H₂SO₄aH₂S₂O₈+2H⁺+2e^-, H₂S₂H₈+2H₂Oa2H₂SO₄+H₂O₂). В молек. Н₂О₂ атомы Н ковалентно связаны с атомами О, между кот. осущ. простая связь. Строение: Н-О-О-Н. Молекулы обладают большой полярностью. В Н₂О раст-ре под влиян полярн молекул Н₂О Н₂О₂ может обладать кислотными св-вами. Н₂О₂ – оч. слабая двухосновная к-та, в Н₂О р-ре распад на ионы Н⁺ и НО₂^-. Диссоц по второй ступени практич не протекаеь. Она подавл присутсв Н₂О, однако при связывании ионов Н⁺ (напр щелочью) диссоц. по 2-й ступени идет. Соли Н₂О₂ наз. перекисями, сост-ят из +зар ионов Ме и отр зар ионов О₂^2-. Н₂О₂ обл св-вами как окисл. так и восстан, т.к. СО О₂ в Н₂О₂ = -1. Все же Н₂О₂хар-ны окисл. св-ва. Н₂О₂ окисл вещ-ва с j⁰ < 1.776B, восстанавл с j⁰>0,682. Окислитель: KNO₂+H₂O₂aKNO₃+H₂O. Восстан. Ag₂O+H₂O₂a2Ag+H₂O+O₂.

17. Общ характеристика элементов VIIA гр таблицы М (ТМ). СО галогенов. Нахождение в природе. В переводе «рождающие соли». Фтор в соедх всегда имеет СО -1, остальные проявляют СО от -1 до +7. Почти все соедин Г соответствуют нечетным СО, что обусловлено возможностью последовательного возбуждения e в атомах элементов на d-подуровень, что приводит к увеличению числа е до 3, 5, 7.На внешнем электронном слое имеют 7 е (2s5p). В природе находятся исключительно в связанном сос-нии, - гл. обр. в виде Г-водородных кислот. F (6?10^-2%) – плавиковый шпат (мин) CaF₂, криолит Na₃AlF₆ и фторапатит Ca₅F(PO₄)₃. Cl – поваренная соль (море, океан), карналлит KCl?MgCl₂?6H₂O, сильвин KCl. Br – в виде солей калия, натрия, магния. Бромды Ме содержаться в морской воде, в подземных рассолах, в Н2Ох озер. Иод – подземные буровые Н2О, водоросли, в виде солей калия – иодат KIO₃, периодат KIO₄.

18. Простые вещ-ва F₂, Cl₂, Br₂, I_2. Методы их получения и св-ва. F₂: 1) F (с гр. «разрушающий»). Малые размеры и отсутствие д-подуровня придают эл-ту ряд отличит. св-в. Фтор – наиб электроотрицательный эл-т из всех. 2) Получают электролизом расплава KF?HF при 250⁰ и KF?2HF (100⁰) с медным или стальным катодом и угольным анодом в медн. или стальных электрлизерах. 3) Светло-желый газ с резким оч. неприятным запахом. Т_пл=-219⁰С, Т_кип=-183⁰С. Сильнейший окислитель, в его атм горят почти все вещ-ва. С пр. вещвами обр-ет фториды: S+3F₂=SF₆. При обычных усл не реагирует только с О, N, He, Ne, Ar. Из Ме наиб уст никель за счет пассивации. Реакции фтора с Н₂-содержащими вещ-вами сопровожд. образ HF: 2Н₂О+2F₂=4HF+O₂. С Н₂ реагир со взрывом и в темноте. Cl-газ, Br-жидкость (единств из Нем), иод – твердое в-во. В виде прост вещ-в Г образ молекулы Э₂, хорошо р-рим в орган раств-лях., р-рим в воде. Хар-ны св-ва окислителей, р-руют с Н₂, образ галогеноводороды, явл. газами, хорошо раств в воде – сильные к-ты. Почти все способы получения Г сводятся к окисл их ионов, при помощи окислителей или под действием тока. Cl – электролиз водн рас-ров NaCl или К(катод)Сl(анод), в лаб – действ окисл на НСl. Br, I – окислением НВr и HI, в пром – из бромидов и иодидов, дейтв на р-ры Cl.

22. Соед ГВ с О₂. Все соед ГВ с О₂ неуст, не получ при непоср взаимод ГВ с О₂, могут быть получ только косвенным путем, так как они все характер +знач станд энергии Гиббса. Наиб уст – соли кислородн кислот, наименее- Ох-ы и к-ты. OF₂ (2NaOH+2F₂aNaF+OF₂+H₂O) – сильнейший окислитель – светло-желтый газ, не раств в Н₂О, не реаг с Н₂О. Т_пл=-224⁰, Т_кип=-145⁰. Молекула ОF₂ имеет угловое строение. Ох-ы Cl : 2HgO+Cl₂a Cl+Hg-O-Hg-Cl+Cl₂O; 2KClO₃+C₂H₂O₄+H₂SO₄a K₂SO₄+ 2CO₂+ 2ClO₂+ 2H₂O; 2ClO₂+2O₃aCl₂O₆+2O₂; 4HClO₄+P₄O₁₀a2Cl₂O₇+4HPO₃.

23. Кислородосорержацие к-ты Cl, Br, I. Сопоставление их кислотных и восстановит св-в. Ох-ы Г явл ангидридами соответст. кислород-содерж кисл: HClO(хлорноватистая) HBrO(бромноватистая) HIO (иодноватистая); соли: гипо Cl, Br, I иты.HClO₂ – хлористая (…иты), HCl(Br, I)O₃ – хлор (бром. иод) новатая (..аты). HCl(Br,I)O₄ – хлор, бром, иодная (пер..аты). Кисл св-ва в ряду НГО, НГО₂, НГО₃, НГО₄ усиливаются, окисл – ослабевают.

24. Кислородосодержащие к-ты хлора и их соли. HOCl – хлорноватистая, слабая к-та (гипохлориты), распадается даже в разб р-ре, сильный окисл – р-ры солей к-ты прим для беления. Наиб важные из солей: хлорная известь – белый порошок с резким запахом, сильный окислиткль (Саa) (отбелив, дезинф): Cl₂ + Ca (OH)₂ a CaOCl₂ + Н₂О. Meⁿ⁺(ClO₄)_n перхлораты – один из наиб сильных безН₂О окисл. НСlО₃ – хлорноватая к-та (хлораты) – водн р-р с конц не выше 50%, сильная к-та и окислит. У хлоратов окисл св-ва выражены в р-ре слаюо, большинство хорошо раств в Н₂О – ядовиты. КСlО₃ – бертолетовая соль примен в артиллер деле для устр-ва запалов, так как с разл горюч в-вами взрывается при ударе. , в пиротехнике, спички. Хлорная к-та (перхлораты) HClO₄ – бесцветн, дымящая на возд жидкость (получается действ конц H₂SO₄ на KClO₄), безН₂О – малоустойчива, взрывоопасная, ее Н₂О р-ры устойчивы. Оксисл с-ва слабее, кисл сильнее – самая сильная из вскъ изв к-т.

25. Дифториды Ме. Почти все дифториды имеют структуру флюорита или рутила. Щеме, свинец, железо загор в АТС фтора, на нек ме(Cu, Ni) при низк Т ф не действ, но при нагрев р-рует со всеми. CaF₂ – мин. плавиковый шпат.

26. Комлексные соед Г. Многие комплексные Г Ме гидролиз, это особ хар-но д/соедин с высшими СО Ме. Фсе комплексные фторо-кислоты –сильные. Известно немгного комплексов, в кот центром координации явл анион – это полигалогены, содерж анионы [I?xI₂]^- (xI1;40) или [Br?xBr₂]^- (xI1;2)

19. Взаимодействие Г с Н₂О и щелочами. 1)При взаим с Н₂О Cl образуются HCl и НОСl – хлорноватиствая к-та.2) Фтор: При пропускании фтора через охлажд 2% рас-р NaOH образуется OF₂: 2F₂+2NaOH=2NaF+H₂O+OF₂. В горячей концентрированной щелочи реак с фтором протекает так: 2F₂(г)+4ОН^-(водн)=4F^-(водн)+О₂+Н₂О. Фтор реагирует с холодной Н2О, образуя фтороводород и кислород: 2F₂+2H₂O=4HF+O₂. 4) Бром и иод диспропорционируют в воде аналогичным Cl образом, но степень диспропорционирования в воде уменьшается от хлора к иоду. Хлор, бром и иод диспропорционируют также в щелочах. Например, в холодной разбавленной щелочи бром диспропорционирует на бромид-ионы и гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы): Br₂+2OHaBr^-+BrO^-+H₂O При взаимодействии брома с горячими концентрированными щелочами диспропорционирование протекает дальше: 3BrO^-(водн. гипобромат-ион)a2Br ^-(водн. бромат-ион)+ BrO₃^- (водн. бромат (5)ион) Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже в холодных разбавленных щелочах. Он самопроизвольно диспропорционирует с образованием иодид-иона и иодат(V)-иона. Реак фтора со щелочами, как и его реак с Н2О, не похожа на аналогичные реакции других галогенов.

20. Н₂ соед Г и их восстан св-ва. Хи связь в молек ГВ – полярная ковалентная: общ. е пара смещена к атому Г. Прочность связи падает в ряду НF – HCl – HBr – HI, падает и устойч. к t. ГВ – бесцветные газы с резким запахом, хорошо раств. в воде, раст-ние сопр диссоц по кисл типу; в возд. конц. р-ры ГВ дымят вследствие выделения ГВ. Отриц ионы ГВ, за искл фторид –иона, облаз восстан св-вами, возраст в ряду Cl^-, Br^-, I^-. При дейчствии ГВ на Ме, Ме могут окисл лишь ионами Н⁺, поэтому ГВ могет реаг в раст-ре только с Ме, стоящими до Н. HCl – бесцветная жидк с резким запахом получается р-рением в воде НСl. HBr, HI похожи по св-вам на HCl, но отл более выраж восстан св-вами. Молек О₂ уже при t_комн окисляет HI. HBr взаим с О₂ медленне, HCl не взаимод вообще. Восстан св-ва HBr, HI появл при взаим с H₂SO₄: 2HBr+H₂SO₄a Br₂+SO₂^+2H₂O; 6Hi+H₂SO₄a3I₂+S+4H₂O или 8Hi+H₂SO₄a 4HI₂+H₂S+4H₂O. Обычно ГВ получ действием Н2О на соедин Br и I с P – PBr₃, PI₃. Водн рас-р HF – плавиковая к-та – к-та средн силы. При нейтр плавик к-ты КОН образ дифторид калия: 2HF+KOHaKHF₂+H₂O+KF?HF. Cоли плавик к-ты обычн плохо раств в воде.

21. Водородная связь в молекуле HF. Структура HF в газовой, жтдкой и твердой фазах.В жидк и газзобр сос-нии ассоциирован за счет парных Н₂-связей HF???HF. В газовой фазе при t=t_кип (19,5) ассоциаты HF содержат и солекулы HF₄. В кристалл сос-нии HF имеет цепееобр полимерн структуру (/^Н???F_H???F/^H???F)_n

27. Сероводород, получ, строение и свойства. Сульфиды, методы их получения и св-ва. Р-римость и гидролиз сульфидов. H₂S – халькогенводород – ядовитый газ с оч. неприятным запахом тухлых яиц. Получают в аппаратах Кита: FeS+HClaFeCl₂+H₂S^. T_кип= - 60,3, Т_пл= - 85,6. На воздухе H₂S горит голубоватым пламенем: 2H₂S+3О₂ a 2Н₂О+2SO₂. H₂S легко воспламеним. H₂S (к-та) сильнейший восстановитель. Встречается в природе в вулканич. газах и в Н2Ох мин ист. Средние соли H₂S к-ты (водн. р-р H₂S-слабая) – сульфиды, большинство нераств в воде, некоторые нераств в воде, р-римы в к-тах. Сульфиды можно получить непосредственным соед S с Ме: Fe+SaFeS+100.4кДж, действуя H₂S на р-р. в Н₂О соли соотв Ме: СuSO₄+H₂SaCuS+H₂SO₄. Сульфиды, р-рим в Н₂О немогут быть получены из солей соотв Ме. При взаимодействии S с сульфидами Ме образ полисульфиды: Na₂S+SaNa₂S_n(nI2-8). Сульфиды подвергаются гидролизу: Na₂S+H₂OUNaHS+NaOH (S^2-+H₂OUHS^-+OH). Различия в раств сульфидов исп в аналит. химии для посл осажд Ме из р-ров.

28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. Селениды и теллуриды – соли селено- и теллурводорода – сходны с сульфидами в отнош раств в Н₂О и к-тах.- ядовитые соед. Большинство из них в Н₂О нераств, р-римы соли щелочн Me, Ва и аммония.

29. Применение S, Se, Te и их соед. S исп. для производства H₂SO₄, спичек, пластмасс, удобрений, взрывчатки, ядохимикатов и т.д. в проц. получ резины, в орг синтезе. Se, селениды и теллуриды – полупроводники, исп. для производства выпрямителей и фотоэлементов. Sе к стеклу=красный цвет. H₂SO₄ – прозв фосфорных удобр, д/чистки нефтепродуктов, в орг. синтезе, в гидроМеургии и т.д. Р-ры гидросульфидов – Ca(HSO₃)₂, NaHSO₃, HN₄HSO₃ – целлюлозо-бум. промышл. Na₂SO₄- пр-во стекла.

30. Взаимодействие H₂SO₄ c Me. H₂SO_4конц – окислитель, окисл. Ме, стоящие в ряду напр до Ag включ. Продукты ее восстан. могут быть различны в зависим от активности Меа, конц к-ты, температуры. При взаимод с малоакт Ме H₂SO₄ воостан до SO₂: Сг+2 H₂SO₄a CuSO₄+SO₂+2H₂O. При взаимод с более активн Ме продуктами восстановл могут SO_2, S, H₂S. Разб. H₂SO₄ окисл своим ионом H₂, поэтому она взаимод только с теми Ме, кот стоят в ряду напряж до Н₂. Свинец не раств в разбавл к-те, так как PbSO₄ нераств.

31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в природе, получ и св-ва. Аллотропия S, Se, Te. S – 0,05% земн кор, в воле морей, океанов (0,04%), в самородном виде, в мин: пирит (Fe₂S), Sb₂S(антимонит), PbS (гаринит), HgS (киноварь), BaSO₄ (барит), CaSO₄?2H₂O (гипс), белки, витамины. Se-лунный камень – в земн. коре 1,4?10^-5%, изв более 50 мин: берцилианит:Cu₂Se, самородн. Се, Te – 1?10^-6, 100мин: самородн, гессит Ag₂Te, AuAgTe₄ – сильвинит; ВСЕ - тверд вещ-ва. Se получают из отходов, образ при произв H₂SO₄, при электролитическом рафинировании меди и пр. S получают из самородной, плавлением и дальн очисткой, а также из газов, обр при коксировании и газификации угля. Хим св-ва: S, Se, Te опред строением их внешнего валентн Е уровня. За счет несп е np-подуровня и наличия вакант д-орбит, на кот могут перех е с- и п-подуровней СО этих эл-тов от -2 до +6. В ряду S, Se, Te окисл способн эл-тов ослабевает, восстан – увеличив. S, Se, Te могут быть как окисл так и восстан: Zn+SaZnS, S+O₂ a SO₂, участвовать в реакц диспропорционир: S+NaOHaNa₂S+Na₂SO₃+H₂O. C H₂ S, Se, Te образ ХГ-Н₂: Н₂S, H₂Se, H₂Te. Аллотропия: 1) S сущ. в неск модификациях, изучены- ромбическая, моноклинная и пласическая. При об усл устойчива ромбическая модифик a-сера, при t>95.4 – моноклинная b-сера, медл переход в a форму при комн. Т. Молекулы a и b модифик состоят из 8 атомов: S₈ .Пары S при Т_кип сос-ят из семси 59%-S₈, 34% - S₆, 4% - S₄ 3% S_2. При быстром охлажд расплавл серы, образ пластическая сера, переход в a-серу при Т_комн. Пурпурная сера – при кристаллиз паров серы на поверхн охлажд жидким азотом. 2)Se известен в уст серой модификации Т_пл=215, Т_к=685, плотн=4,8г/см³ и менее уст красной и черной, отлич от др. различным строен кристаллов. В парах Se ведет себя аналог S 3) Te встреч в двух модифик – аморфный темно-коричнев и серебристо-белый. Пары сост из солек Те₂.

32. ДиОх-ы S, Se, Te. Получ и св-ва. ДиОх-ы S, Se, Te получаются при нагрвании с O₂, являются ангидридами соотв к-т. При обычн условиях диОх-ы Se, Te – твердые вещ-ва, проявляют преимущ окисл св-ва, легко восстан до свободных Se и Те. Действие сильных окислителей на диОх-ы Se, Te могут быть переведены в селеновую и теллурвую к-ты. SO₂ получают из смеси оставш после обжига колчедана, сжиганием серы, из отходящих газов заводов цветной Меургии, из топочных газов, из гипса. SO₂ образ при прокаливании на возд сулифидов Ме. SO₂ - бецветный газ с резким запахом горящей серы. Хорошо рпстворим в воде, с образ Н SO₄.

33.Соли кислородосодержащих кислот S. Сульфиты, Сульфаты. Сульфиты – средние соли H₂SO₃ - восстан-ли. Сульфиты наиб активн Ме при прокаливании разлагаются с образ сульфидов и сульфатов. Сульфиты К и Na примен для отбеливания некторых матер, в текстильной пром при краш тканей, в фотографии. Сульфаты – средние соли H₂SO₄ – большинство довольно хорошо р-римы в воде. К практически нераств относ (см табл раств). BaSO₄ нераств не только в Н₂О, но и в кисл. разб, поэтому обр белого осадка в к-тах служит указанием на ионы SO₄^2-. Na₂SO₄ – глаубевая соль, примен при изгот стекла. K₂SO₄-бесцветн крист, хорошо раств в Н₂О. Сульфат Магния содерж в морской воде, Кальция в виде гипса. Купоросы – сульфаьы меди, железа, цинка и нек др Ме, содерж кристалл Н₂О

35. Водородные соед азота. Аммиак, гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные к-ты. Строение, св-ва, получ. 1) Аммиак – NH₃ – бесцветный газ с резким запахом. Молекула NH₃ имеет форму правил. тригональн пирам, с атомом N в сос-нии сп₃-гибридизации. Т_кип=-35,35, Т_пл = -77,7. NH₃ прекрастно р-рим в Н₂О, образовывая гидрОх аммония – слабое основание: NH₃ + Н₂ОaNH₄OH oNH⁺₄+OH^-. Жидк NH₃ – прекр раствиритель, раств многие Ме. Рас-ры Ме в NH₃ имеют Ме-ую проводимость и явл сильнейш восстан. NH₃ - весьма реакционное соедиение, д/кот. хар-ны реакции просоедин. 2) Гидроксиламин NH₂OH – бесцветные кристалла (т_пл=33) , способен к р-циям присоед с образ связей донорно-акцепнорному способу. Хорошо раств в Н₂О, с к-тами дает соли. Проявляет как окислит, так и восстан. в-ва. 3) Гидразин N₂H₄ – бесцветная жидк, т_кип=113,5, получ при действии гипохлорита Na NaClO на конц раст-р аммиака. . Способность к реакц. присоед, хорошо раств в Н₂О, при взаимод с к-тами образ ряд солей, бладает основными с-вами. N₂H₄ – хороший восстановит, составная часть топлива ракетных двигателей. Он и его пары ядовиты. 4) Азитоводородная к-та HN₃ может быть получен действием HNO₂ на водн рар-р гидразина, бесцветная жидк (т_кип=36) с резким запахом. Слабая к-та, диссоциирцет на ионы Н⁺ и N₃^-_. Анион азидоводорода: , взрывчатое вещ-во.

36. Ох-ы азота. Их получ, св-ва, строение. 1) Ох азота (I) N₂O (полуокись азота, веселящий газ) имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус – средство д/наркоза. Молекула линейна: N^-=N⁺=O, получают разложением NH₄NO при 250С: NH₄NOa N₂O+H₂O. N₂O проявляет сильные окисл св-ва. С Н₂, NH₃, CO, органич вещ-вами образ. взрывоопасн. смеси. 2) NO (монОх азота). N=O, при обычн усл быстро окисл до NO₂. NО почти нераств в Н₂О – несолеобраз Ох. Взаимод с Г с образ нитрозилгалогенов: 2 NО+Сl₂a2NOCl. С H₂SO₄ в присутствии воздуха образует нитрозил серную к-ту (NO)HSO₄. Получ. каталит окисл NH₃ как побочн прод в пр-ве азотной к-ты. В атмосф NO образ при грозов разрядах. 3) N₂O₃ (диОхтриазот) сущ-ет при t<-101C, при более высоких t разлагается: N₂O₃ o NO+NO₂. Образуется при пропускании электрич искры ч/з жидкий воздух. 4) NO₂ – диОх азота. . При обычных t сущ-ет в равновесии с тетраОхом диазотом N₂O₄: 2NO₂ o N₂O₄, При t>140С равновесие полн смещается влево. Твердое вещ-во – чистый димер. NO₂ взаимод с Н₂О и щелочами. NO₂ и N₂O₄ – сильн окисл. Получ в лаб разложением безН₂О (PbNO₃)₂ a(t) PbO₂+2NO₂. 5) N₂O₅ при комн т самопроиз разл на NO₂ и О₂. Раств-ся в Н₂О, образуя азотную кислоту. В лаборатории получают взаим NHO₃ c P₂O₅. Все Ох-ы азота физиологич аналогм, кроме N₂O, сильно ядовиты.

37. Азотистая к-та, ее строение и св-ва. Нитриты и их св-ва.HNO₂ получают действием неорган кис-т на нитриты Ме: 2NaNO₂+H₂SO₄ oNa₂SO₄+2HNO₂. HNO₂ – одноосн. к-та среднй силы, при взаимод с основ образует соли – нитриты. Проявляет окислит-восстан двойств (2HNO₂+2KI+H₂SO₄a2NO+I₂+K₂SO₄+2H₂O; 5HNO₂+2KMNO₄+3H₂SO₄a5HNO₃+ 2KMNSO₄+K₂SO₄+3H₂O), известна только в сильно разб р-рах. Нитриты – кристаллы, хорош раств в Н₂О (за искл серебра).

34.Кислородосодержащие к-ты серы. H₂SO₃, H₂SO₄, дисерная, тиосерная, пероксодисерная к-та. Строение и св-ва. 1) Н₂SO₃ – очень непрочное соед, изветна только в Н₂О р-рах. Р-р Н₂SO₃ поглощает кислород из воздуха окискляется до серной. Н₂SO₃ - хороший восстановитель, при взаимодействии с сильными восстан. может играть роль окисл. 2)H₂SO₄ - строение. H₂SO₄ образ при взаимод SO₃ c H₂O. Безводная H₂SO₄ - бесцветная маслянист жидк, т_пл=10,3С. При раств H₂SO₄ в Н₂О образ гидраты, выдел большое кол. теплоты. Обладает способностью поглозать воду, H₂SO_4конц – сильный окислитеь. H₂SO_4конц – окислитель, окисл. Ме, стоящие в ряду напр до Ag включ. Продукты ее восстан. могут быть различны в зависим от активности Меа, конц к-ты, температуры. При взаимод с малоакт Ме H₂SO₄ воостан до SO₂: Сг+2 H₂SO₄a CuSO₄+SO₂+2H₂O. При взаимод с более активн Ме продуктами восстановл могут SO_2, S, H₂S. Разб. H₂SO₄ окисл своим ионом H₂, поэтому она взаимод только с теми Ме, кот стоят в ряду напряж до Н₂. Свинец не раств в разбавл к-те, так как PbSO₄ нераств. 3)Олеум –– р-р SO₃ в H₂SO₄, широко примен в пром д/ очистки нефтепродуктов, произв красителей, взрывчат вещ-в. В олеуме часть молекул SO₃ соедин с H₂SO₄, при этом образуется двусерная (пиросерная к-та): H₂S₂H₇. При охложд олеума двусерная к-та выдел в виде бесцв кристаллов, соли двусрной к-ты – дисульфаты или пиросульфаты. 4) Тиосерная к-та H₂S₂O_3. Получается, если прокипятить Na₂SO₃ c cерой и, отфильтр изб S оставить охлажд, получатся соли тиосерной к-ты. . H₂S₂O₃ неустойчива, распад при т_комн, устойчивы ее соли – тиосульфаты. 5) Пероксолвусерная к-та получается при соединении попарно ионов HSO^4-, получившихся при электролизе 50% р-ра H₂SO₄ на аноде. H₂S₂O₈: . Обладает сильными оксилительными св-вами.

38. Сравнение строения и св-в галогенидов азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и высмута. Гидролиз галогенидов. Известны бинарные галогениды МХ₃ и МХ₅. . Все тригалогениды быстро гидролизуются и довольно летучи; газообразн молекулы имеют пирамидальную решетку. Большинство тригалогенидов обр. молекулярные решетки, но AsI₃, SbI₃ и BiI₃ кристаллиз в слоистых решетках, не содерж отд. молекул. BiF₃ обр-ют ионную решетку. Все трихлориды и трифториды, иск Р, присоед доп ионы галогена, образ галогенистые комплексные анионы. PF₃ – бесцветный газ, способен образ комплексы с переходными Ме. PCl₃ - летучая низкокипящ жидкость, гидролиз с образ фосфористой к-ты. Тригалогениды As, Sb Bi подобны произв Р как по физ так и по хим св-вам. Проявляют заметную электропроводн. Известны 7 бинарных пентагалогенидоы: 4 фториды, ЗCl₅, PBr₅, SbCl₅/ Способность этих соедин диссоциировать в газовой фазе на тригалогениды и галогены различны.

39. Применение N₂ и его соед. Азотные удобр. Основная обл. примения N₂ – синтез аммиака, кот. исп в пр-ве HNO₃, мочевины, NH₄NO₃, в чистом виде как удобрение и т.ж. Свободный азот прим. как защитную атмосф в хим. и Ме процессах. Жидкий азот – самый дешевый хладогент. Осн обл прим азотистой к-ты – орг. синтез и пр-во мин. удобрений, взрывчатых вещ-в. Особая область – азотные удобрения.

40. Фосфор. Общ хар-ка, нахожд. в природе. Аллотропия Р: красный, белый, черный Р, их св-ва и получ. Содерж Р в земн коре 9,3?10^-2%. Осн мин: фосфорит Са₃(РО₄)₂ и апатит 3Са₃(РО₄)₂?СаХ₂, где Х=F, Cl, OH. Р-биогенный эл-т. В орг ч-ка 1%по массе. Р образ 11 аллотр. форм. 1) Белый Р Т_пл=44, Т_кип=257. Белые крист со своеобр запахом, очень мягкие – мягче воска. В парах сос-ит в осн из молекул Р₄, ядовит, огнеопасен, светится в темноте. самовоспламен при t>40С. 2) красный Р (чаще всего исп. в лаб) – темно-красное мелко-крист вещ-во, нелетуч и неядовит. При нагревании красн Р до 425С испаряется, при охлажд паров образ белый Р. Очень медленно окисл на воздухе, не светится в темноте. 4) Черный Р – наибол. устойчив, образуется из белого при повыш давл более 1,2 ГПа и t>200. Имеет кристаллич структуру, аналогичн стр-ре графита и по св-вам схож с ними.

41. Общ хар-ка мышьяка, сурьмы и висмута, нахожд. в природе. 1) As встречается в природе > частью в соединен. с Ме и S и лишь изредка в св. сос-нии. Сод в земн коре 0,0005% масс. Получ из мышьяковистого колчедана FeAsS. а) серый As – серо-стальная хрупакая кристалл. масса с Ме блеском на свежем изломе. d=5,72г/см³. При нагревании под норм давлен сублиминируется. Обладает Ме электропроводн. Свободный As и его соедин – сильные яды. 2) Sb в природе встреч в соедин с S – сурьмяный блеск, антимонит Sb₂S₃. Содерж в земн коре 0,00005% масс. При прокаливании на воздухе сурьмяного блеска, он превр-ся в Sb₂O₃, из кот Sb получ. путем восстан углем. Sb – серебристо-белые кристаллы, обл Ме блеском, отличается хрупкостью, хуже проводит тепло и ток, чем Ме. 3) Bi хар-ся преобл Ме св-в, может рассматр как Ме. В земн коре 0,00002%. Встречается как в своб сос-нии, так и в виде висметного блеска Bi₂S₃ и висмутовой охры Bi₂O₃. Блест розовато-белый хрупкий Ме

42. ТриОх серы. Получ, строение, св-ва. SO₃ образуется при каталит окислении SO₂ O₂ воздуха при т=450. В газовой фазе SO₃ – плоский тр-к, в жидк и тверд – цикл полимер или полимерн цепи. SO₃ бесцветная легкоподвижная жидкость, t_кип=44,7Сю т_пл=16,8.

43. Азотная к-та. Строение и св-ва. Взаимод Ме с HNO₃. Нитраты. Чистая азотная к-та HNO₃—бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см3 при - 42 °С застывающая в прозрачную кристаллич массу. На воздухе она, «дымит», так как пары ее образуют с "влагой воздуха мелкие капельки тумана. Азотная к-та не отличается прочностью, Уже под влиянием света она постепенно разлагается:4 HNO₃a 4NO₂+O₂+2H₂O Чем выше температура и чем концентрированнее к-та, тем быстрее идет разложение. Выделяющийся диОх азота р-ряется в кислоте и придает ей бурую окраску. Азотная к-та принадлежит к числу наиб сильных кислот; в разбавленных р-рах она полностью распадается на ионы Н⁺ и- NO^-z₃. Азотная к-та действует почти на все Меы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые Меы—в Ох-ы. Чем выше концентрации HNO₃^-, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакх с конц к-ой чаще всего выдел NO₂ . При взаимодействии разбавленной азотной к-ты с малоактивными Ме, например, с медью, выделяется NO. В случае более активных Ме — железа, цинка, — образуется NO₂ . Сильно разбавленная азотная к-та взаимодействует с активными Ме—--цинком, магнием, Al—с образованием иона аммония, дающего с кислотой нитрат аммония. Обычно одновременно образуются несколько продуктов. Для иллюстрации приведем схемы реакций окисления нек Ме азотной кислотой; Cu+HNO_3концa Cu(NO₃)₂+NO₂ +H₂O, Cu+HNO_3разбaCu(NO₃)₂+NO+H₂O. Zn+HNO_{3оч. разб}aZn(NO₃)₂+NH₄NO₃6H₂O При действии азотной к-ты на Меы водород, как правило, не выделяется. Соли азотной к-ты называются нитратами. Все они хорошо р-ряются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиб активных Ме переходят в нитриты: 2KNO₃a2KNO₂+O₂ Нитраты большинства остальных Ме при нагревании распадаются на Ох Меа, кислород и диОх азота. Наконец, нитраты наименее активных Ме (например, серебра, золота) разлагаются при нагревании до свободного Меа: 2AgNO₃a2Ag+2NO₂+O₂ Легко отщепляя кислород, нитраты при высокой температуре являются энергичными окислителями. Их водные р-ры, напротив, почти не проявляют окислительных свойств. Наиб важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые на практике называются селитрами.

44. Водородные соед фосфора. Фосфин, дифосфин, твердые гидриды фосфора. Фосфин РН₃ представляет собой бесцветный сильнотоксичный газ с запахом гнилой рыбы. Молекулу фосфина можно рассматривать как молекулу аммиака. Однако угол между связями Н-Р-Н значительно меньше, чем у аммиака. Это означает уменьшение доли участия s-облаков в образовании гибридных связей в случае фосфина. Связи фосфора с водородом менее прочны, чем связи азота с водородом. Донорные свойства у фосфина выражены слабее, чем у аммиака. Малая полярность молекулы фосфина, и слабая активность акцептировать протон приводят к отсутствию водородных связей не только в жидком и твердом состояниях, но и с молекулами Н2О в р-рах, а также к малой стойкости иона фосфония РН₄⁺. Самая устойчивая в твердом состоянии соль фосфония - это его иодид РН₄I. Н2О и особенно щелочными р-рами соли фосфония энергично разлагаются: РН₄I + КОН = РН₃ + КI + Н₂О Фосфин и соли фосфония являются сильными восстановителями. На воздухе фосфин сгорает до фосфорной к-ты:

РН₃ + 2О₂ = Н₃РО₄

При разложении фосфидов активных Ме к-тами одновременно с фосфином образуется в кач примеси дифосфин Р₂Н₄. Дифосфин - бесцветная летучая жидкость, по структуре молекул аналогична гидразину, но фосфин не проявляет основных свойств. На воздухе самовоспламеняется, при хранении на свету и при нагревании разлагается. В продуктах его распада присутствуют фосфор, фосфин и аморфное вещество желтого цвета. Этот продукт получил название твердого фосфористого водорода, и ему приписывается формула Р₁₂Н₆.

45. К-ты мышьяка и сурьмы, их получения и св-ва. 1) Ортомышьяковистая к-та (мышьяковистая к-та) H₃AsO₃. H₃AsO₃ o H₂O+HAsO₂ – равновесие смещено вправо, т.е. преобладает метамышьяковистая к-та HAsO₂. При действии на As₂O₃ щелочей получ. соли мышьяковистой к-ты – арсениты. Соед As(III) проявл. восстановит. св-ва. 2) Мышьяковая к-та. H₃AsO₄ – твердое вещ-во, хорошо р-р в Н₂О. По силе практич равна Н₃РО₄. Соли – арсениты похожи на соответств. фосфаты. Известны мета- и двумышьяковистая к-ты. При прокаливании мышьяковой к-ты получается Ох As (IV), или мышьяковый ангидрид. As₂O₅ в виде белой стеклообр массы. К-тые св-ва H₃AsO₄>H₃AsO₃. Образует средний – арсенаты и кислые соли. 3) Sb₂O₃ раств-ся в щелочах с образ солей сурьмянистой H₃SbO₃или метасурьмянистой HSbO₂ к-ты: Sb₂O₃+2NaOHa 2NaSbO₂+H₂O. Cурьмянистая к-та или Sb(OH)₃получ в виде белого осадка при действии щелочей на соли Sb (III): SbCl₃+3NaOHaSb(OH)₃+3NaCl. Осадок легко р-рим как в изб щелочи, таки в к-тах.

46. Общ хар-ка элементов Va группы. СО и типы соедин. N, P, As, Sb, Bi эти эл-ты имеют 5е в наружном слое атомов, хар-ся как неМеы, но способность к присоед. выражена слабее, чем у соотв эл-тов 6 и 7 гр. Высша +СО э-тов = +5, - = -3.Связь эл-тов с Н₂ менее полярна, чем у эл-тов 6 и 7гр, вследствии относит < электроотр. Поэтому Н₂ – соед этих эл-тов не отщепляют в водн р-ре ионы водорода и не облад кислыми св-вами.

47. Галогениды Р. Получ, строение, св-ва. С галогенами фосфор образует три- и пентагалогениды. Эти производные фосфора известны для всех аналогов, но практически важны соед хлора. РГ₃ и РГ₅ токсичны, получают непосредственно из простых веществ. РГ₃ - устойчивые экзотермические соед; РF₃ - бесцветный газ, РСl₃ и РВr₃ - бесцветные жидкости, а РI₃ - красные кристаллы. В твердом состоянии все тригалогениды образуют кристаллы с молекулярной структурой. РГ₃ и РГ₅ являются кислотообразующими соедми: РI₃ + 3Н₂О = 3НI + Н₃РО₃

48. N - газ без цвета и запаха. Точка кипения жидкого Nа -195,8 град. С, точка плавления твердого Nа -210,5 град. С. Твердый N получается в виде порошка и в виде льда. N плохо р-рим в H₂O и органических р-рителях. Среди всех элементов, образующих земной шар, один N (если не считать инертных газов) как бы избегает образовывать химические соед и входит в состав земного шара преимущественно в свободном виде. А так как N в свободном состоянии - газ, основная его масса сосредоточена в газовой оболочке той сложной хим системы, которую представляет собой земной шар, - в его атмосфере. Содержание Nа в земной коре в виде 0,01 %. Атм более чем на 75 массовых долей, % состоит из газообразного Nа, что равно ~4*10¹⁵ т. Связанный N образует минералы в форме нитратов: чилийская NaNO₃, индийская KNO₃ и норвежская Ca(NO₃)₂ селитры. N в форме сложных органических производных входит в состав белков, в связанном виде содержится в нефти (до 1,5 массовой доли, %), каменных углях (до 2,5 массовой доли, %). Молекула N₂ является самой устойчивой формой его существования, чем обусловлена так называемая проблема связанного Nа. Потребление связанного Nа растениями и животными приводит к обеднению окружающей среды соедми Nа. . В лаб/ N легко может быть получен при нагре конц нитрита аммония: NH₄NO₂ ® N₂ + 2H₂O. Технический способ получения Nа основан на разделе предварительно сжиженного воздуха, кот затем подвергается разгонке. Основная часть добываемого свободного Nа испол д/ пром про-ва аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на Nную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания Nа воздуха имеет разработанный в 1905 цианамидный метод, осн на том, что при 1000⁰С карбид кальция (получаемый накаливанием смеси известии угля в электрической печи) реаг со сво-ым Nом: CaC₂ + N₂ ® CaCN₂ + C. Обра цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака: CaCN₂ + 3H₂O ® CaCO₃ + 2NH₃.

49. Ох-ы фосфора (III, V). Фосфорные к-ты. Строение, св-ва, получ. Химический Ох фосфора (+3) имеет кислотную природу: Р₂О₃ + 3Н₂О = 2Н₃РО₃ Фосфористая к-та - бесцветные легкоплавкие хорошо р-римые в воде кристаллы. По химическому строению она представляет собой искаженный тетраэдр, в центре которого находится атом фосфора с sр³ - гибридными орбиталями, а вершины заняты двумя гидроксогруппами и атомами водорода и кислорода. Атом водорода, непосредственно соединенный с фосфором, не способен к замещению, а потому фосфористая к-та максимум двухосновна и нередко ее изображают формулой Н₂[НРО₃]. Фосфористая к-та - к-та средней силы. Соли ее - фосфиты получают взаимодействием Р₂О₃ со щелочами: Р₂О₃ + 4NаОН = 2Nа₂НРО₃ + Н₂О Фосфиты щелочных Ме и кальция легко р-римы в воде. При нагревании фосфористая к-та диспропорционирует: 4Н₃РО₃ = РН₃ + 3Н₃РО₄ Фосфористая к-та окисляется многими окислителями, в том числе галогенами, например: Н₃РО₃ + Сl₂ + Н₂О = Н₃РО₄ + 2НСl Получают обычно фосфористую кислоту гидролизом тригалогенидов фосфора: РГ₃ + 3Н₂О = Н₃РО₃ + 3НГ

При нагревании однозамещенных фосфитов получаются соли пирофосфористой (дифосфористой) к-ты - пирофосфиты: 2NаН₂РО₃ = Nа₂Н₂Р₂О₅ + Н₂О Пирофосфиты при кипячении с Н2О гидролизуются: Nа₂Н₂Р₂О₅ + 3Н₂О = 2NаОН + 2Н₃РО₃ Сама пирофосфористая к-та Н₄Р₂О₅ (пентаоксодифосфорная), как и фосфористая, только двухосновна и сравнительно малоустойчива. Известна еще одна к-та фосфора (+3) - плохо изученная полимерная метафосфористая к-та (НРО₂)_n. Наиб характерен для фосфора Ох Р₂О₅ - пентаОх дифосфора. Это белое твердое вещество, которое легко может быть получено и в стеклообразном состоянии. В парообразном состоянии молекулы Оха фосфора (+5) имеют состав Р₄О₁₀. Твердый Р₂О₅ имеет несколько модификаций. Одна из форм Оха фосфора (+5) имеет молекулярную структуру с молекулами Р₄О₁₀ в узлах решетки. По внешнему виду эта модификация напоминает лед. Она обладает небольшой плотностью, легко переходит в пар, хорошо р-ряется в воде и реакционноспособна. Р₂О₅ - сильнейший дегидратирующий реагент. По интенсивности осушающего действия он намного превосходит такие поглотители влаги, как СаСl₂, NаОН, Н₂SО₄ и др. При гидратации Р₂О₅ сначала образуется метафосфорная к-та: Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃ дальнейшая гидратация которой последовательно приводит к пирофосфорной и ортофосфорной кислоте: 2НРО₃ + Н₂О = Н₄Р₂О₇ и Н₄Р₂О₇ + Н₂О = 2Н₃РО₄

Ортофосфорная к-та - одно из наиб важных производных фосфора (+5). Это бесцветные, легкоплавкие, расплывающиеся на воздухе кристаллы, смешивающиеся с Н2О в любых соотношениях. В твердой кислоте и концентрированных р-рах действуют межмолекулярные водородные связи. Поэтому крепкие р-ры Н₃РО₄ отличаются высокой вязкостью. В водной среде ортофосфорная к-та - к-та средней силы. В водном р-ре ортофосфаты - соли фосфорной к-ты - подвергаются гидролизу, причем рН среды при переходе от средней соли к кислой закономерно снижается.

Nа₃РО₄ + Н₂О = NаОН + Nа₂НРО_{4 ,} рН = 12,1

Nа₂НРО₄ + Н₂О = NаОН + NаН₂РО_{4 ,} рН = 8,9

51. Угольная к-та и её соли. Строение. Св-ва, получ. Н₂СО₃ может сущ-ть только в Н₂О-ном р-ре. При нагрев р-ра СО₂ улетуч, в конце конов остается Н₂О. Н₂СО₃ слабая, в раст-ре диссоу на Н⁺ м НСО₃^- и мало на СО₃^2-. Получают р-рением СО₂ в Н₂О. Средние соли – карбонаты кислые – гидрокарбонаты. Соли могут быть получ действ СО₂ на щелочи, или путем обменных р-ций между р-р. солями Н₂СО₃ и солями др. к-т. Со слабыми осн-ями Н₂СО₃ дает осн соли, напр (СuОН)₂СО₃ – малахит. При действ. к-т все карбонаты разлаг-ся, с выде СО₂. При нагрев все карбонаты, кроме солей ЩеМе, разлагаются с выделен СО₂. Гидрокоарбонаты ЩеМе при нагрев перход в карбонат. Большинство гадрокарбонатов, а также карбонаты К, Rb, Ca, Na, р-рим в Н₂О. Остальные в оде нер-р. Из солей Н₂СО₃ самая распр – известнят СаСО₃. Na₂CO₃ – cода, К₂СО₃ – поташ – для получ мыла, тугоплавкого стела, в фотографии, СО(NН₂)₂ – карбамид (мочевина)-белые крист хорошо раств в воде, - удобрение и добавка к корму жвачных животных.

52. SI ДИОХ (кремнезем), SiO₂, кристаллы – наиб стойяк соедин Si. Глав. обр в прир. наход в виде мин – кварца. Прозрачн, бесцв крист. кварца – горн хрусталь. Кремень – одна из разновидн кварца. Агат и яшма – мелкокристал разновидн кварца. Аморфный SiO₂ получ, если охладить расплавл кристалл SiO₂. Кисл-ты, за искл плдавиковой (р-р H₂F в Н₂О), не действ на SiO₂. SiO₂ применяет в строит, производстве стекла, керамики, цемента, абразивов, в звукозаписи и звуковоспроизведении. Кварцевое стекло (КС) можно подверг действ более вечок темпер, чем обычн, оно пропускает УФ лучи, обладает малым К термич расширен. Примен для изготовл лаборат посуды и в хим. пром., для изгот электрич ртутных ламп, надостатки – трудность обработки, хрупкость.

При окислении влажного фосфора наряду с Р₂О₅ и Р₂О₃ образуется фосфорноватая к-та (гексаоксодифосфорная) к-та Н₄Р₂О₆, в которой СО фосфора +4. В ее структуре атомы фосфора связаны друг с другом непосредственно в отличие от полифосфорных кислот. Н₄Р₂О₆ - к-та средней силы, все ее четыре атома водорода могут быть замещены на Ме. При нагревании ее водных р-ров к-та, присоединяя воду, распадается:

Н₄Р₂О₆ + Н₂О = Н₃РО₃ + Н₃РО₄

Р-ры ее солей - гипофосфатов - в воде вполне устойчивы. Из гипофосфатов в воде хорошо р-римы лишь соли щелочных Ме.

Наименьшая положительная СО фосфора в фосфорноватистой (диоксофосфорной) кислоте Н₃РО₂. Ее можно получить в свободном состоянии вытеснением из солей - гипофосфитов, например:

Ва(Н₂РО₂)₂ + Н₂SО₄ = ВаSО₄ + 2Н₃РО₂

Фосфорнофатистая к-та - бесцветные кристаллы, хорошо р-римые в воде. Таким образом, в фосфорноватистой кислоте СО фосфора +1, а его ковалентность равна 5. Н₃РО₂ - сильная к-та. Эта к-та и ее соли гипофосфиты являются сильнейшими восстановителями.

Существуют и другие к-ты, содержащие фосфор - мононадфосфорная Н₃РО₅, динадфосфорную Н₄Р₂О₈, тетраметафосфорная (НРО₃)₄, пирофосфорная Н₄Р₂О₇.

50. Применение фосфора и его соед. Фосфорные удобрения. Красный фосфор в чистом виде применяют в спичечном производстве; в смеси с толченым стеклом и клеем его наносят на боковые поверхности спичечной коробки. Красный и белый фосфор используют при получении йодистоводородной и бромистоводородной кислот. Фосфид цинка Zn₃Р₂ применяют для борьбы с грызунами. Белый фосфор используют в военном деле для зажигательных бомб, а также для дымообразующих снарядов, шашек и гранат, дающих дымовые завесы. Применение радиоактивного изотопа фосфора Р³² позволило по-новому осветить поведение фосфора в растениях, почве и удобрениях. Исключительная чувствительность определения радиоактивного фосфора дает возможность следить за ходом поступления в растения фосфатов, за их распределением и превращениями внутри растений. Чистую фосфорную кислоту используют в пищевой и фармацевтической пром. Техническая фосфорная кислота идет для окрашивания тканей, производства эмалей, зубных пломб, а также для производства фосфорных удобрений (суперфосфат Са(Н₂РО₄)₃ – удобрение с малым содерж питат вещ-в, дфойной суперфосфат 3 Са(Н₂РО₄)₃ дешевле чем обычный), преципитат СаНРО₄ нераств в н₂О, но раств при внесении в кисл почвы. – простые; сложные: аммофос – взаимод фосфорной к-ты с аммиаком =NH₄H₂PO₄ или (NH₄)₂H₂PO₄, нитрофоска – содержит N, P, K.)

53. С. Общ хар-ка, нахождение в природе. Аллотропия. Среднее содержание Са в земной коре 2,3_*10^-2 % по массе. Число собственных минералов Са - 112; исключительно велико число органических соед Са - углеводородов и их производных. Известны четыре кристаллические модификации Са: графит, алмаз, карбин и лонсдейлит. Графит - серо-черная, непрозрачная, жирная на ощупь, чешуйчатая, очень мягкая масса с Меическим блеском. При комнатной температуре и нормальном давлении (0,1 Мн/м², или 1кгс/см²) графит термодинамически стабилен. Алмаз - очень твердое, крист-ое вещество. Кристаллы имеют кубическую гранецентрированную решетку: а₌3,560A. При комнатной температуре и нормальном давлении алмаз метастабилен. Заметное превращение алмаза в графит наблюдается при температурах выше 1400^°С в вакууме или в инертной атмосфере. При атмосферном давлении и температуре около 3700°С графит возгоняется. Жидкий С может быть получен при давлении выше 10,5 Мн/м² (1051 кгс/см²) и температурах выше 3700°С. Для твердого Са (кокс, сажа, древесный уголь) характерно также состояние с неупорядоченной структурой “аморфный” С, который не представляет собой самостоятельной модификации; в основе его строения лежит структура мелкокристаллического графита. Нагр нек разновидностей “аморфного” Са выше 1500-1600°С без доступа воздуха вызывает их превращение в графит. Физические свойства “аморфный” Са очень сильно зависят от дисперсности частиц и наличия примесей. Плотность, теплоемкость, теплопроводность и электропроводность “аморфный” Са всегда выше, чем графита. Карбин получен искусственно. Он представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета (плотность 1,9 - 2 г/см³). Построен из длинных цепочек атомов С, уложенных параллельно друг другу. Лонсдейлит найден в метеоритах и получен искусственно; его структура и свойства окончательно не установлены. Уникальная способность атомов углерода соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов привела к возникновению громадного числа разнообразных соед углерода, изучаемых органической химией. В соедх углерод проявляет CO -4; +2; +4.

54. Общ. хар-ка эл-тов IVA группы. СО эл-тов и типы соедин. У Ге проявл Ме св-ва из-за увелич R атома. у Ол и Пб они преоблад над Нем. Хаар-ные СО +2 и +4.

55. Карбиды. Их получ. и св-ва. При температурах выше 1000°С углерод взаимодействует со многими Ме, давая карбиды. Все формы углерода при нагревании восстанавливают окислы Ме с образованием свободных Ме (Zn, Cd, Cu, Pb и др.) или карбидов (CaC₂, Mo₂C, WC, TaC и др.). К. – кристалл-ие тела, природа хим связей различна (напр. э-ты 1,2, 3 гр ТМ – солеобраз соед с ионной связью). В К В и Si связь – ковалентная-высокая твердость, тугоплавкость, хим. инертность. Большинство Ме побочн подргупп обр К со связью, близкой к Ме

56. Стекло и керамика. Карбонат кальция, подобно соде, при сплавлении с песком взаимодействует с ним, образуя силикат кальция и двуокись углерода. При сплавлении с избытком песка смеси карбонатов натрия и кальция получают переохлажденный взаимный р-р полисиликатов кальция и натрия; это и есть обыкновенное оконное стекло. Главное свойство всякого стекла заключается в том, что оно переходит из жидкого в твердое состояние не скачком, а загустевает по мере остывания постепенно вплоть до полного затвердевания. Стекло — аморфное вещество. Аморфные вещества отличаются от кристаллических тем, что атомы в них не образуют кристаллической решетки. Однако известная упорядоченность расположения атомов существует и в стеклах. Для плавленого кварца и силикатных стекол остаются в силе общие законы кристаллохимии силикатов; каждый атом кремния в них тетраэдрически окружен четырьмя атомами кислорода, но эти тетраэдры сочетаются друг с другом беспорядочно, образуя непрерывную пространственную сетку, в пустотах которой тоже беспорядочно располагаются ионы Ме (рис). Благодаря этому один «микроучасток» стекольной массы отличен по атомному строению от другого, соседствующего с ним. Этим и объясняется отсутствие у стекла постоянной точки плавления, постепенность перехода его из твердого в жидкое состояние и обратно. Как материал стекло широко используется в различии областях народного хозяйства, В соответствии с назначением известны разнообразные виды стекла: оконное посудное, тарное, химико-лабораторное, термическое, жаростойкое, строительное, оптическое, электровакуумное и многочисленные другие вид стекла технического. В пределах каждого вид стекла имеются самые разнообразные его сорта. Керамика – материалы и изд, изгот из огнеупорных вещ-в, напр из глины, карбидов и окс нек Ме. Различ строит(кирпич, черепица, трубы, облиц плиты), огнеуп(д/обкладки печей), хим. стройк (хим пром), бытов (фаянсовые и фарфоровые) и технич(изоляторы, конденсаторы, авто и авиа зажиг свечи, тиглей) керамику. Процесс изготоыл: пригот керам массы, формиров, сушка, обжиг. Обжиг глины: 3[Al₂O₃?2SiO₂?2H₂O]=3Al₂O₃?2SiO₂+ 4SiO₂+6H₂O. Нек. керамич изд покрывают глазурью – тонкий слой стекловидного материала, кот делает керамику водонепрониц, предохр от загрязнений, защища от действ кислот щелочей

60. Германий, олово, свинец. Характер изменения строения и св-в простых вещ-в. Ох-ы и гидрОх-ы германия, олова и свинца. 1) Ge общ сод в земн коре 0,0007% (масс). Ge имеет серебристый цвет, по внешнему виду похож на Ме. При т_комн устойчив к действию воздуха, О₂, Н₂О, HCl, H₂SO_4разб. HNO₃, H₂SO₄ окисляют Г. до диОха GeO₂, особенно при нагрев: Ge+2H₂SO₄=GeO₂+2SO₂+2H₂O. GeO₂ – белые кристаллы, заметно раств в Н₂О, р-р проводит эл. ток. Может быть получен нагреванием Г. в О₂ или действием конц. азотн кисл. GeO₂ – амфотерное соед с сильно преоблад кислотными св-вами, легко раств в щелочах. 2) Sn (0,04%), встречается в идее оловянного камня SnO₂, из кот. получ путем восстановления углем. Sn – серебристо-белый мягкий Ме, легко прокатываемо. Видоизм. – серое олово, кристаллиз в кубической сис-ме и имеет меньшую плотность чем бело (тетрагональная сис-ма). Белое О уст-во при т>14, серое – ниже. На воздухе О при т.комн не окисляется, но нагретое выше т пл (231,9) постепенно превращается в SnO₂. Н₂О на О. не действейт. Разб HCl, H₂SO₄ действуют медленно из-за большого перенапряжения выделения Н₂ на О. Конц р-ры этих к-т, особенно при нагрев, р-ряют О. С HNO₃О взаимод тем интенс, чем выше концентрация. В разб обр-ся раств нитрат О: 4Sn+10HNO₃=4Sn(NO₃)₂+NH₄OH+3H₂O, в конц – соед О (IV), гл. обр нер-римая b-оловянная к-та H₂SnO₃ и Ох азота (4) и Н2О.SnO – темно-бурый порошок, образующ при разложении Sn(OH)₂ в атм СО₂. Sn(OH)₂- белый осадок при действии щелочей на соли олова (2) – амфотерное соед, легко раств в кислотах и щелочах, в посл. случ с образ гидроксостаннитов. 3) (С)винец (0,0016%), руда: свинцовый блеск PbS. С – голубовато-желтый тяжелый Ме. Мягок, режется ножом. Исп д/изгот оболочек кабеля и пластин аккумулятора. Входит в сос-в многих сплавов. На возд. С покрывается тонким слоем Ох, защищ. его от дальнейшего окисления. Н₂О сама на С не действ, но в прис воздуха С постеп разр Н₂О с обр-нием гидрОха свинца. При сопрокосн с жесткой Н2О С покрывается защитной пленкой (сульфата и осн карбоната), препятст дальнейшему разложению. Разб HCl и H₂SO₄ не действ. на С. В конц H₂SO₄ С интенс раств-ся с обр-нием р-римой соли Pb(HSO₄)₂. В азотной к-те С рас-ся легко, причм в неконц быстрее, чем в конц. В щелочах С р-ся с небольш скоростью, интенсивнее идет рат-ние в горячих разб. рас-рах, в рез обр гидроксоплюмбаты. (K₄[Pb(OH)₆]). Все раств соедин С ядовиты. Ох С(2) – желтый порошок, обр при нагр распл С на воздухе. После прокаливании при 500С стан красновато-желтым – глет. ГидрОх С (2) обр-ся при действии щел-чей на раст-мые соли С(2). Облад амфотерными св-вами. Двуокись с – темно-бурый порошок, обр при действии окисл на Ох или соли С (2). Амфотерный Ох с преоблад кисл св-в.

57. Применение С и его соед. С определяется тем, что свыше 90 % всех первичных источников потребляемой в мире энергии приходится на органическое топливо. Только около 10% добываемого топлива используется в кач сырья для основного органического синтеза и нефтехимического синтеза, для получения пластичных масс и др. С - важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле, структурная единица огромного числа органических соед, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (биополимеры, а также многочисленные низкомолекулярные биологически активные вещества - витамины, гормоны, медиаторы и др.). Значительную часть необходимой организмам энергии образуется в клетках за счет окисления С. Возникновение жизни на Земле рассматривается в современной науке как сложный процесс эволюции С соед.

58. Кремний. Общ характеристика, нахождение в природе. Получ, св-ва, применение. Si элемент (27,6%) на земле. Распр. соед Si – Ох Si SiO2 и производные кремниевых кислот, наз. силикатами. Ох Si (IV) встречается в виде минерала кварца (кремнезем, кремень).Наиб простым и удобным лабораторным способом получения Si является восстановление Оха Si SiO2 при высоких т Ме. Вследствие устойчивости Оха Si для восстан прим такие активные восстан, как Mg и Al: 3SiO2 + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃. Спец легированный К. широко применяется как материал для изготовления полупроводниковых приборов (транзисторы, термисторы, силовые выпрямители тока, управляемые диоды — тиристоры; солнечные фотоэлементы, используемые в космических кораблях, и т. д.), применяют в инфракрасной оптике (см. также ). К. придаёт сплавам повышенную устойчивость к коррозии, улучшает их литейные свойства и повышает механическую прочность.К. идёт на синтез Siорганических соед и силицидов. К. образует тёмно-серые с Меическим блеском кристаллы, имеющие кубическую гранецентрированную решётку типа алмаза с периодом а = 5,431A, плотностью 2,33 г/см³. К. хрупкий материал; заметная пластическая деформация начинается при температуре выше 800°С.

В соедх К. (аналогично Су) 4-валентен. Однако, в отличие от Са, К. наряду с координационым числом 4 проявляет координационное число 6, что объясняется большим объёмом его атома (примером таких соед являются кремнефториды, содержащие группу [SiF₆]^2-).

Химическая связь атома К. с другими атомами осуществляется обычно за счёт гибридных sp³-орбиталей, но возможно также вовлечение двух из его пяти (вакантных) 3d-орбиталей, обладая малой величиной электроотрицательности, равной 1,8 (против 2,5 у Са; 3,0 у азота и т. д.), К. в соедх с неМе электроположителен, и эти соед носят полярный характер. В присутст щелочи (катализ) Si вытесняет Н2 из Н₂О. К-тф, кроме смеси фтороводородной и азотной, не действ на Si, но щелочи .нергично р-руют с ним, выделяя Н₂ и образуя H₂SiO3

61. Германаты, станнаты, плюмбаты. Сульфиды германия, олова, свинца. Соли германиевой к-ты – германаты обра-ся при дейст Германия со щелочами в присутс Н₂О₂: Ge+2NaOH+2H₂O₂aNaGeO₃+3H₂O. Соед Г (2) малоустойчивы. Характернее соед Ге +4. 2)_ a-оловянная к-та H₂SnO₃ может быть получена действием водн р-ра аммиака на р-р хлорида О. Она легко рас-ся в щелочах, образуя соли – гидроксостаннаты.К-ты раст-ют a-олов к-ту с образованием солей олова (4). b-олов к-та получ дейтсв конц азотн к-ты на о. сос-в неопределен, как и со-в a-олов. Не рас-ся ни ф к-тах ни в щелочах, но сплавлением со щелочами можно перевести в р-р в виде станната. При действии H₂S на хлориды олова (2) получ бурый осадок сульфида Олова (2), из SnCl₄ Хар-ны восстан св-ва. Получ SnS₂. – сусальное золото. SnS₂ раств в р-рах сульфидов ЩеМе и аммония, причем получ легко раств соли триоловянной к-ты H₂SnS₃ (свободн не и звестна). SnS не раств в сульфидах ЩеМе и аммония, но полисульфиды аммония и щелочных Ме раств его с обр тристаннатов. 3) Плюмбиты получаются при сплавлении Pb(OH)₂ c сухими щелочами: Pb(OH)₂+2NaOHaNa₂PbO₂+2H₂O. PbS обр-ся в идее черного осадка при действии Н₂S на соли свинца (2), быстро темнееи, если в воздухе есть даже незнач кол-во сероводорода. Восстан св-ва не хар-ны. Соли несущ-щей в своб сос-нии свинц к-те H₃PbO₃ наз. плюмбатами. Напр при сплавл С с СаО обр-ся плюмбат Са. Большинство плюмбатов нераств в Н₂О, раств-мы плюмбаты К и натрия

62. Водородные соедин. Si, их получ и св-ва. Силициды Ме. С. по типу хим связи могут быть подразделены на три основные группы: ионно-ковалентные, ковалентные и Меоподобные. Ионно-ковалентные С. образуются щелочными (за исключением натрия и калия) и щёлочноземельными Ме, а также Ме подгрупп меди и цинка; ковалентные — бором, углеродом, азотом, кислородом, фосфором, серой, их называют также , , кремния) и т. д.; Меоподобные — переходными Ме. Получают С. сплавлением или спеканием порошкообразной смеси Si и соответствующего Меа: нагреванием окислов Ме с Si, SiC, SiO₂ и природными или синтетическими (иногда в смеси с углеродом); взаимодействием Меа со смесью SiCl₄ и H₂; электролизом расплавов, состоящих из K₂SiF₆ и окисла соответствующего Меа. Ковалентные и Меоподобные С. тугоплавки, стойки к окислению, действию минеральных кислот и различных агрессивных газов. С. используются в составе жаропрочных Меокерамических композиционных материалов для авиационной и ракетной техники. Силаны (от лат. Silicium — кремний), соед кремния с водородом общей формулы Si_nH_2n+2. Получены силаны вплоть до октасилана Si₈H₁₈. При комнатной температуре первые два К. — моносилан SiH₄ и дисилан Si₂H₆ — газообразны, остальные — летучие жидкости. Все К. имеют неприятный запах, ядовиты. К. гораздо менее устойчивы, чем алканы, на воздухе самовоспламеняются, например 2Si₂H₆+7O₂=4SiO₂+6H₂O. Н2О разлагаются: Si₃H₈+6H₂O=3SiO₂+10H₂. В природе К. не встречаются. В лаборатории действием разбавленных кислот на силицид магния получают смесь различных К., её сильно охлаждают и разделяют (путём дробной перегонки при полном отсутствии воздуха).

63. Электролиз расплавов солей и гидрОх-в щеме. Процесс на катоде при эл-зе щеме: Меⁿ⁺ не восстан, 2Н₂О+2еaН₂+2ОН^-. Проц на аноде зависит от природы анода: если анод инертный (уоль, графит, Рt, Au), то при электр рас-в щелочей идет окисл гидрОх-ионов. 4ОН^-- 4еaO₂+2H₂O, при электролизе бескислородных солей ЩеМе идет оксил аниона (кроме фторида) Ас^m- - meaAc⁰. Если анод раств идет окисление Ме анода: Me⁰-neaMeⁿ⁺.

64. Вследствие легкой оксисляемости в природ встреч исключ в виде соед. Na и К-распр эл-ты. Оба эл-та входят в сос-в горн попрод силикатного типа. Ли, Рб и Цз распростра меньше, все известные изотопы Фр радиоактивны. Важнейшие минералы натрия: NaCl (каменная соль, галит), Na₂SO₄?10H₂O (мирабилит, глауберова соль), Na₃AlF₆ (криолит), Na₂B₄O₇?10H₂O (бура) и др. В сочетании с другими элементами он входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Огромное кол-во солей натрия находится в гидросфере. Абсолютное содержание натрия в морской воде около 1,5?10¹⁶m.

Na получают в больших количествах электролизом расплава NaCl с добавками CaCl₂, KCl и другими для понижения температуры плавления.

Литий получают электролизом расплава эвтектической смеси LiCl – KCl. Его хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах. В технике калий получают натриетермическим методом из расплавленного гидрОха или хлорида, рубидий и цезий – методами Меотермии и термическим разложением соед. ЩеМе хар-ся незнач. твердостью, малой плотнойстью и низкими т пл и кпи.

67. Соли щелочных Ме

Во всех своих соедх щелочные Меы существуют в виде однозарядных катионов. Это относиться как к бинарным соедм – галогенидам, халькогенидам, нитридам, карбидам, так и к солям со сложными многоатомными анионами.

Электростатические взаимодействия в ионных кристаллических решетках, содержащих однозарядные катионы, не очень велики, и энергии гидратации ионов оказываются вполне соизмеримы с ними. Поэтому, за редкими исключениями, соли щелочных Ме хорошо р-ряются в воде. Хуже других р-римы фториды, карбонат и фосфат лития и перхлораты калия, рубидия и цезия.

При сильном нагревании солей, особенно при внесении их в пламя горящего водорода или бытового газа, происходит ряд процессов приводящих к появлению характерной окраски пламени.

Соли щелочных Ме находят самое широкое применение как в лабораторной практике, так и в различных областях пром и медицины.

Особенно широко используются карбонат и гидрокарбонат натрия, известные под общим названием сода. В технике и в быту различают кристаллическую соду Na₂CO₃?10H₂O, кальцинированную соду – безводный карбонат Na₂CO₃ и питьевую соду – NaHCO₃. Кроме того, следует упомянуть, что термин каустическая сода или каустик используется в технике для обозначения NaOH.

Основные потребители соды – стекольное, мыловаренное, бумажное, текстильное производство. Сода служит исходным продуктом для получения других солей натрия. Питьевая сода широко применяется в медицине. В лабораторной практике сода используется для нейтрализации кислот при несчастных случаях.

68. ЩеМе одни из наиб акт эл-ты в хим отнош. Их активность обусл низкими знач энергии ионизации – легкостью отдачи ими валентых эл-нов. Хим акт возраст от Ли к Цз. Все ЩеМе энергично соедин с О₂. Рб и Цз самовоспламен-ся, остальн. загораются при несильном нагревании. Энергично взаимод-уют с Г-нами, ос. с Ф и Хл. Вытесн Н₂ из Н2О с обр-нием щелочей. ЩеМе – энерг. восстанов. Гидриды ЩеМе имеют ионное строение: Ме- катион, Н – анион. Большинство солей щеМе хор рас-мы в Н₂О.

65. Щелочные Меы непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя гидриды MH. Наиб характерна эта реак для лития: 2Li + H₂ = 2LiH В отличие от соед с p-элементами, в которых водород находится в положительной степени окисления, в гидридах щелочных Ме он присутствует в степени окисления –1, образуя гидридный анион H. В отсутствие Н2О гидрид лития не реагирует с кислородом и галогенами, но Н2О немедленно его разлагает: LiH + H₂O = LiOH + H₂­ В этой реакции протон выступает в роли окислителя, а гидридный анион – восстановителя: H⁺ + H^- = H₂ Гидриды остальных щелочных Ме менее устойчивы и более реакционноспособны. Их свойства определяются свойствами гидридного аниона, т.е. они являются сильными восстановителями

66. Несмотря на то, что щеМеы во всех своих соедх находятся в единственной степени окисления +1, каждый из них образует несколько бинарных соед с кислородом. Кроме нормальных Ох-в существуют перОх-ы, суперОх-ы и озониды щелочных Ме. Образование таких соед обусловлено в большей мере свойствами кислорода, чем свойствам щелочных Ме. Особенности элементов первой группы в образовании соед с кислородом заключаются в том, что относительно большие однозарядные ионы обладают малым поляризующим действием и не дестабилизируют молекулярные ионы кислорода. При горении в кислороде получаются Ох лития, перОх натрия и суперОх-ы остальных Ме: 2Li + 1/2O₂ = Li₂O 2Na + O₂ = Na₂O₂ K + O₂ = KO₂ ПерОх лития может быть получен косвенным путем. Ох-ы получают из продуктов сгорания, нагревая их с соответствующим Меом: Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O₂ KO₂ + 3K = 2K₂O При взаимодействии калия, рубидия и цезия с озоном образуются озониды: K + O₂ = KO₃ Большинство соед с кислородом окрашено. Ох-ы лития и натрия бесцветны, но уже Na₂O₂ имеет светло-желтую окраску, KO₂ – оранжевого, RbO₂ – темно-коричневого цвета. Естественно, что нормальные Ох-ы щелочных Ме практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, тогда как остальные соед являются сильными окислителями. Большая часть органических веществ (эфир, уксусная кислота, древесные опилки, хлопок) реагируют с Na₂O₂ или KO₂ со вспышкой или со взрывом. ГидрОх-ы Все бинарные соед элементов I группы с кислородом реагируют с Н2О, образуя гидрОх-ы. Например: Li₂O + H₂O = 2LiOH, Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O, 2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂­ ГидрОх-ы щелочных Ме, называемые щелочами, в воде хорошо р-римы и практически полностью диссоциированы: NaOH ( кр) = Na⁺ (p-p) + OH^- (p-p) В чистом виде это твердые бесцветные вещества, плавящиеся без разложения при @ 300 – 500 °C. Только гидрОх лития при нагревании выше Т_пл = 445 °C теряет воду: 2LiOH = Li₂O + H₂O Твердые гидрОх-ы и их конц р-ры сильно гигроскопичны, они жадно поглощают влагу и используются для осушения газов, не обладающих кислотными свойствами, в частности аммиака. Уже при обычных условиях твердые щелочи легко реагируют с «кислотами» газами – CO₂, SO₂, NO₂, галогенами, галогено- и ХГНами. Поэтому щелочи широко используются для поглощения таких газов и очистки от них О₂, N₂, H₂. В силу этих причин как твердые щелочи, так и их р-ры следует хранить в плотно закрытой посуде. Наиб прим находит NaOH – едкий натр, который в громадных количествах получают в пром электролизом р-ра хлорида натрия. Он широко применяется при производстве целлюлозы, искусственного шелка, при рафинировании жидких растительных масел и нефти, в мыловаренной пром, при синтезе красителей и в других химических производствах.

69. Особенности элементов первой группы в образовании соед с кислородом заключаются в том, что относительно большие однозарядные ионы обладают малым поляризующим действием и не дестабилизируют молекулярные ионы кислорода. При горении в кислороде получаются Ох лития, перОх натрия и суперОх-ы остальных Ме:

2Li + 1/2O₂ = Li₂O 2Na + O₂ = Na₂O₂ K + O₂ = KO₂

ПерОх лития может быть получен косвенным путем.

Ох-ы получают из продуктов сгорания, нагревая их с соответствующим Меом:

Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O₂ KO₂ + 3K = 2K₂O

При взаимодействии калия, рубидия и цезия с озоном образуются озониды:

K + O₂ = KO₃

Большинство соед с кислородом окрашено. Ох-ы лития и натрия бесцветны, но уже Na₂O₂ имеет светло-желтую окраску, KO₂ – оранжевого, RbO₂ – темно-коричневого цвета.

Естественно, что нормальные Ох-ы щелочных Ме практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, тогда как остальные соед являются сильными окислителями. Большая часть органических веществ (эфир, уксусная кислота, древесные опилки, хлопок) реагируют с Na₂O₂ или KO₂ со вспышкой или со взрывом.

ПерОх натрия получают в пром в больших количествах путем сжигания Меического натрия в токе воздуха. При взаимодействии его с Н2О идет реак гидролиза:

O₂^2- + H₂O = OH^- + HO₂^-

Водные р-ры перОха натрия – достаточно сильные окислители и широко используются для отбеливания органических средств – древесной массы, тканей, меха.

Смесь перОха натрия с суперОха калия применяется в изолирующих дыхательных аппаратах, так как в этом случае число молей выделившегося кислорода может быть равно числу молей поглощенного CO₂:

Na₂O₂ + CO₂ = Na₂CO₃ + 1/2O₂

2KO₂ + CO₂ = K₂CO₃ + 3/2O₂

При соотношении Na₂O₂ : KO₂ = 1 : 2 поглощение CO₂ происходит без изменения общего давления.

70. Li Li – s-элемент 1s²2s¹. У лития, имеющего только один валентный электрон и большой атомный радиус, энергия ионизации значительно меньше, чем у бериллия (5,39эв против 9,32эв у Be). Это типичный Ме элемент, щелочной Ме. Однако от остальных щелочных Ме Li отличает небольшой размер атома и иона; Li по свойствам напоминает также магний. Для лития наиб характерно образование ионной связи. Поэтому координационное число Li в соедх в отличие от остальных элементов второго периода больше 4. Вместе с тем вследствие небольшого размера ион лития характеризуется высокой энергией сольватации, а в Liорганических соедх Li образует ковалентную связь. Li достаточно широко распространен в земной коре (0,002ат.%). Природный Li состоит из двух стабильных изотопов: ⁶Li (7,3%) и ⁷Li (92,7%). Искусственно получены радиоактивные изотопы. Наибольшую ценность имеют минералы сподумен LiAl(SiO₃)₂, амблигонит LiAl(PO₄)F и лепидолит Li₂Al₂(SiO₃)₃(F, OH)₂. Li – единственный элемент, реагирующий при обычных условиях с азотом. Поскольку при контакте с воздухом одновременно протекают реакции с кислородом и влагой, лития, как и другие щелочные Меы, можно хранить только без доступа воздуха. При горении лития на воздухе одновременно образуются и Ох, и нитрид: 2Li (кр) + 1/2O₂ (г) = Li₂O (кр), DH° = -598кДж; 3Li (кр) + 1/2N₂ (г) = Li₃N (кр), DH° = -164кДж. При небольшом нагревании Li реагирует с водородом, углеродом, фосфором и другими элементами, образуя многочисленные бинарные соед, в кристаллах которых он присутствует в виде однозарядного криптона. При реакх с органическими галогенами образуются Liорганические соед. C₂H₅Cl + 2Li = C₂H₅Li + LiCl. Это чрезвычайно реакционно-способные вещества, загорающиеся при контакте с влажным воздухом. Их хорошая р-римость в неполярных р-рителях указывает на ковалентный характер связи лития с органическим радикалом. Часто эти соед образуют полимеры, в которых координационное число лития достигает четырех. Li используется в специальных легких сплавах, Liорганические производные широко применяются при синтезе различных классов органических соед. В виде простого вещества Li – мягкий серебристо-белый Ме (т. пл. 179.°C, т. кип. 1370°C). Из Ме он самый легкий (пл. 0,534 г/см³). Li высоко химически активен. С кислородом и азотом взаимодействует уже при обычных условиях, поэтому на воздухе тотчас окисляется, образуя темно-серый налет продуктов взаимодействия (Li₂O, Li₃N). При температуре выше 200°C загорается. В атмосфере фтора и хлора, а так же в парах брома и йода самовоспламеняется при обычных условиях. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неМе. Будучи накален, горит в CO₂. С Ме Li образует интерМе соед. С магнием, Al, цинком и с некоторыми другими Ме, кроме того, образует ограниченные твердые р-ры. Заметно отличается атомным радиусом от остальных щелочных Ме, дает с ними эвтектические смеси. Li придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Например, у сплавов Al с содержанием до одного процента лития повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение двух процентов лития в техническую медь значительно увеличивает ее электропроводность и т.д. Li по хим активности уступает некоторым Ме, хотя значение его стандартного электродного потенциала наиб отрицательное (E°₂₉₈= -3,01 в). Это обусловлено большой энергией гидратации иона Li⁺, что обеспечивает смещение равновесия Li(т) o Li⁺(p) + e^- в сторону ионизации Меа в значительно большей степени, чем это имеет место у остальных щелочных Ме. Для слабо сольватирующих р-рителей (например, в расплавах солей) значение его электродного потенциала соответствует его еньшей хим активности в ряду щелочных Ме. Li энергично разл воду, выделяя из нее H₂; еще легче взаимод кислотами. Важнейшей областью прим лития, как источника трития является атомная энергия. Li, кроме того, используется в кач теплоносителя в атомных реакторах.

73. Впервые Меы I группы (Na и K) были получены английским химиком Х. Дэви в 1807г. электролизом щелочей, откуда и возникло их групповое название – щелочные Меы. В чистом виде элементы I группы – легкие, мягкие, блестящие Меы, быстро тускнеющие на воздухе из-за окисления кислородом и реакции с Н2О.

74. Общ хар-ка ЩеЗеМе, нахожд. в природе, получ. К щеземе отн. Са Sr и Ва. При сжигании щеземе всегда полу Ох. ПерОх-ы гораздо менее стойки, чем перОх-ы щеме. Окс Са, Sr, Ba соед с Н₂О обр-я Гидрокс. Щеземе соедин с Н₂ обр-я гидриды. Соедин с N₂, обр-я нитриды. СО +2. Са (3%): известняк ,мел, мрамор, - разновидн СаСО₃. Гипс СaSO₄?2H₂O, фосфориты и силикаты. Ме Са получ электролитич способом (электролиз расплава СаХл₂), алюминотермическим методом, термиеской диссоциация СаС₂. Sr (0,04%) –целестин SrSO₄, стронцианит SrCO₃. Ва (0,05%)-барит ВаЭсО₄, витерит ВаСО₃.

71. ГидрОх-ы ЩеМе. Их получ и св-ва. Все бинарные соед элементов I группы с кислородом реагируют с Н2О, образуя гидрОх-ы. Например: Li₂O + H₂O = 2LiOH, Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O, 2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂­ ГидрОх-ы щелочных Ме, называемые щелочами, в воде хорошо р-римы и практически полностью диссоциированы: NaOH ( кр) = Na⁺ (p-p) + OH^- (p-p) В чистом виде это твердые бесцветные вещества, плавящиеся без разложения при @ 300 – 500 °C. Только гидрОх лития при нагревании выше Т_пл = 445 °C теряет воду: 2LiOH = Li₂O + H₂O Твердые гидрОх-ы и их концентрированные р-ры сильно гигроскопичны, они жадно поглощают влагу и используются для осушения газов, не обладающих кислотными свойствами, в частности аммиака. Уже при обычных условиях твердые щелочи легко реагируют с «кислотами» газами – CO₂, SO₂, NO₂, галогенами, галогено- и халькогеноводородами. Поэтому щелочи широко используются для поглощения таких газов и очистки от них кислорода, водорода, азота. В силу этих причин как твердые щелочи, так и их р-ры следует хранить в плотно закрытой посуде. Наибольшее применение находит NaOH – едкий натр, который в громадных количествах получают в пром электролизом р-ра хлорида натрия. Он широко применяется при производстве целлюлозы, искусственного шелка, при рафинировании жидких растительных масел и нефти, в мыловаренной пром, при синтезе красителей и в других химических производствах.

72. Применение ЩеМе. Ли прим-ся в ядерной энергетике, ⁶Li – источник д/пр-ва трития, ⁷Li – теплоноситель в урановых реакторах. Прим. в Ме д/удаления следов Н₂, N₂, О₂, S. LiF, LiCl вх. в сос-в флюсов, исп при плавке Ме и сварки Мг и Ал. Ли и его соеди – топливо д/ракет. LiOH – сос-в электролит щелочн аккумул. Цз ИРб – изгот фотоэл-тов. Na: атомная энергетика, Ме-гия, пром органич синтеза, содержится в рганизме в виде раств солей. К: калийные удобрения, в организме внутри клеток.

75. Закономерности изменения св-в Ме и их соедин в ряду Be-Ra Первые 2 Ме (Ве и Мг) отлич от ост. 4-х эл-тов. Ве схож с Ал. Все изотопы Ра – радиоактивны. Бе и Иг взаимод с Н₂О оч. медленно, т. к. обр при этом гидрОх-ы малориств в Н₂О: покрывая поверхн Ме они затр реакцию. Ост. реаг с Н₂о энергичнее. В наружн е слое эл-ты имеют 2 е, а во 2-м снаружи у Бе – 2, у остальных – 8. Химич. активн этих ме не намного < чем у щеме. . Be(OH)₂ – амфотерное основание, Mg(OH)₂ – основание средней F, Ca(OH)₂ – сильное основание, Sr(OH)₂ и Ba(OH)₂ – основания, сильнее, чем Са(ОН)₂. Ох-ы этих Ме довольно огнестойки. Стойкость к повыш т ослабевает от Ве к Ра. Многие соли щеземе малораств в Н₂О (карбонаты, сульфаты, фосфаты и др). Большинство солей Be, в т. ч. сульфат хорошо раст-мы в Н₂О. В Н₂О – рас-рах ионы Ве²⁺ полверг. гидролизу, из-за чего р-ры солей Ве имеют кислую реакц. Большинство солей магния хорошо р-римо в воде

76. Al(OH)₃ представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета, практически нер-римый в воде, но легко р-ряющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер. Однако и основные и особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо. В избытке NH₄OH Al(OH)₃ нер-рим. Одна из форм дегидратированного гидрОха - алюмогель используется в технике в кач адсорбента.

При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты: NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄] С кислотами Al(OH)₃ образует соли. Ох Al представляет собой белую, очень тугоплавкую (т. пл. 2050^оС) и нер-римую в воде массу. Природный Al₂O₃ (минерал корунд), а также полученный искусственно и затем сильно прокаленный отличается большой твердостью и нер-римостью в кислотах. В р-римое состояние Al₂O₃ (т. н. глинозем) можно перевести сплавлением со щелочами.

77. Особенности Be и его соед в ряду щеземе. Токсичность соед Be. 2-й снаружи е-слой атома Be построен иначе, нежели у Vg и щеземе, поэтому Rатома<, Е_иониз велика, кристаллич. решетка прочна. Be(OH)₂- единственное в подгруппе основаие, облад. амфотерными св-вами, для атомов Be хар-на ковалентная связь в соедин, для оста Ме 2А гр – ионная. Be по св-вам сходем с Ал – диагональное сходство. BeO₂ – белое, очень тугоплавкое вещ-во, примен. в кач. хим устойч огнеупорн матер, Be(OH)₂ – практич. нераств в Н₂О, но раств в к-тах и щелочах: Be(OH)₂+2NaOHaNa₂[Be(OH)₄]. Большинство солей Be хорошо рас-мы в Н₂О, соли щеземе в Н₂О нераств. Все соед. Be – токсичны

78. Магний – серебристо-белый блестящий Ме, сравнительно мягкий и пластичный, хороший проводник тепла и электричества. На воздухе он покрывается тонкой Охной пленкой, придающей ему матовый цвет. Кристаллическая решетка магния отн к гексагональной системе. Разрушающе действуют на магний морская и минеральная Н2О, водные р-ры HCl, H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄. При комнатной температуре на воздухе компактный магний химически стоек. На его поверхности образуется Охная пленка, предохраняющая Ме от окисления. При нагревании химическая активность магния повышается. Считается, что верхний температурный предел устойчивости магния в кислороде лежит в интервале 350–400 ^oC. На воздухе магний воспламеняется при температуре 600-650 ^oC, при этом образуется MgO, частично Mg₃N₂; при 400–500 ^oC в атмосфере H₂ под давлением образуется гидрид MgH₂. Реакции сопровождаются большим выделением тепла (чтобы нагреть стакан ледяной Н2О до кипения, достаточно 4 г магния) и мощным излучением ультрафиолета.

При нагревании магний взаимодействует с галогенами с образованием галогенидов; при 500–600 ^oC при взаимодействии с серой образуется MgS; при более высокой температуре возможно образование карбидов MgC₂ и Mg₂C₃, силицидов MgSi и Mg₃Si₂, фосфида Mg₃P₂. Магний – сильный восстановитель, может вытеснить большинство Ме из их солей, H₂ из Н2О и кислот.

Холодная Н₂О на магний почти не действует, с горячей Н2О он медленно взаимодействует с выделением водорода. В разбавленных кислотах магний р-ряется даже на холоду. В HF магний не р-ряется, поскольку на поверхности образуется пленка из трудно р-римого в воде MgF₂; в концентрированной H₂SO₄ почти не р-ряется. Большинство солей магния хорошо р-римо в воде. Р-ры содержат бесцветные ионы Mg²⁺, которые сообщают жидкости горький вкус. Соли Mg гидролизуются Н₂О только при нагревании р-ра. Почти все галоидные соли магния расплываются на воздухе и легкор-римы в воде. Исключением является MgF₂, р-римость которого весьма мала. Нитрат магния легкор-рим не только в воде, но и в спирте. Кристаллизуются он обычно в виде Mg(NO₃)₂?6H₂O (т. пл. 90^оС). При нагревании выше температуры плавления нитрат отщепляет не только воду, но и HNO₃, а затем переходит в Ох. Для сульфата магния характерен легкор-римый кристаллогидрат MgSO₄?7H₂O. Почти нер-римый в воде нормальный карбонат магния может быть получен только при одновременном присутствии в р-ре большого избытка CO₂.

85. Бориды, их получ. и св-ва. Бороводороды, их получ. строение и св-ва. Бориды обр-ся при высок т, при соед В с Ме. Многие бориды оч. тверды и хим. устойчивы, сохр эти св-ва при высок т. Хар-на тугоплавкость. Бороводороды (бораны) получ. при действии HCl на Mg₃O₂. Из всей семси получ бороводородоы выделены: В₂Н₆ (газ), В₄Н₆, В₅Н₉, В₆Н₁₀, В₅Н₁₀ (жидк), В₁₀Н₁₁ – твердые. Тетраборан В₄Н₆ – летуч. жидк (т кип 18) с оч непр запах, пары кот. воспл на возд. При хранен В₄Н₆ разлаг с образ диборана В₂Н₆. – газ, т кип -92,5, на возд не загор, разлаг водой, как и др бораны, с отщепл Н₂ и образ Н₃ВО₃. Атомы бора в молек боранов связаны Н2-мостиками: , пунктир – трехцентровая связь – общ е пара заним МО, охват три атома.

86. Борогидриды Ме. Самый простой и наиб часто встреч гидридный анион бора – ВН₄^- - борогидридный анион . Были получены борогидриды большиенства Ме. Самым распр борогидридом щеме являя NаBH_4. – кристалл белое вещ-во, нелетуч и уст в сухом возд.

87. Прим. соед. В. Борная кислота примен при пригот эмалей и глазурей, в произв спец. сортов стекла, в бемажн и кожевен произ-ве, в ач дезинфец. ср-ва. Бура Na₂B₄O₇ примен при сварке, резании и паянии, в произв легкоплавк глазури, для фаянс и фарфор изделий, д/чугунной посуды, при изгот спец. сортов стекла, в кач. удобрения.

88. С кислотами Al(OH)₃ образует соли. Производные большинства сильных кислот хорошо р-римы в воде, но довольно значительно гидролизованы, и поэтому р-ры их показывают кислую реакцию. Еще сильнее гидролизованы р-римые соли Al и слабых кислот. Вследствие гидролиза сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли Al из водных р-ров получить не удается. Сульфат Al Al₂(SO₄)₃^.18H₂O получается при действии горячей серной кислоты на Ох Al или на каолин. Применяется для очистки Н2О, а также при приготовлении некоторых сортов бумаги. Из остальных производных Al следует упомянуть его ацетат (иначе - уксуснокислую соль) Al(CH₃COO)₃, используемый при крашении тканей (в кач протравы) и в медицине (примочки и компрессы). Нитрат Al легко р-рим в воде. Фосфат Al нер-рим в воде и уксусной кислоте, но р-рим в сильных кислотах и щелочах. Алюминаты наиб активных одновалентных Ме в воде хорошо р-римы, но ввиду сильного гидролиза р-ры их устойчивы лишь при наличии достаточного избытка щелочи. Алюминаты, производящиеся от более слабых оснований, гидролизованы в р-ре практически нацело и поэтому могут быть получены только сухим путем (сплавлением Al₂O₃ с Ох-ми соответствующих Ме). Образуются метаалюминаты, по своему составу производящиеся от метаалюминиевой кислоты HAlO₂. Большинство из них в воде нер-римо.

79-80. Характер изменения кислотно-основных св-в однотипных соед в ряду Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Be(OH)₂ – амфотерное основание, Mg(OH)₂ – основание средней F, Ca(OH)₂ – сильное основание, Sr(OH)₂ и Ba(OH)₂ – основания, сильнее, чем Са(ОН)₂. От be – ra увеличиваются основные св-ва, кислотные ослабюевают.

81.Амфотерность Be(OH)₂. Be(OH)₂ имеет ярко-выраженный амотерный хар-тер, чем отлич. от гидрОх-в щеземе. В Н₂О практич. нераств, легко раств в к-тах и щелочах: Be(OH)₂+2NaOHaNa₂[Be(OH)₄]. Кислотн. св-ва Be(OH)₂ выражены очень слабо, поэтому в водн. р-ре бериллаты сильно гидролизуются.

82. Общ хар-ка солей щеземе. гидролиз солей Be, Mg. Многие соли щеземе малораств в Н₂О (карбонаты, сульфаты, фосфаты и др). Большинство солей Be, в т. ч. сульфат хорошо раст-мы в Н₂О. В Н₂О – рас-рах ионы Ве²⁺ полверг. гидролизу, из-за чего р-ры солей Ве имеют кислую реакц. Большинство солей магния хорошо р-римо в воде. Р-ры содержат бесцветные ионы Mg²⁺, которые сообщают жидкости горький вкус. Соли Mg гидролизуются водой только при нагревании р-ра. Соли стронция и Ва сходны с солями Са. Они малор-римы ы воде и выпадают из р-ра в виде осадков, если ионы Стр и Ва встречаются с ионами СО₃^2- или SO₄^2-.

83. В₂О₃ и Н₃ВО₃, строение и св-ва. H₂SO₄. HNO₃ окисл В в борную к-ту Н₃ВО₃

. Н₃ВО₃ – белые крист, блест. чеш кот. раств в Н₂О. при кипяч р-ра Н₃ВО₃ вместе с парами н₂О Н₃ВО₃ тоже отчасти улетуч. Н₃ВО₃ - слабая к-та. В₂О₃ – борный ангидрид – бесцветная хрупкая стеклообразная масса, плавящ при т=300С. Очень огнестоет, не восстан С даже при белом калении. В воде раств с обр-нием Н₃ВО₃ и выдел теплоты.

84. Галогениды В, тетрафторбораты ме. С Г В реаг при нагрев и обр-ет вещ-ва ВГ₃ – В в сос-нии сп² – гибридиз, образ плоские молек с углами 120⁰ . ВГ₃ – электродифицитные соедин. BF₃ – едкий, бесцветн газ, т_кип-101, реаг-ет с Н2О. BCl₃ – жидкость т кип = 12,5С. Дымит во влажном возд, гидролизуются полностью. BI₃ – белое твердое вещ-во (т пл 3С.) Взаимод с Н₂О со взрывом. Комплексный анион BF^-₄ – тетрафторборат-ион.

89. Алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂^.12H₂O применяются в больших количествах для дубления кож, а также в красильном деле в кач протравы для хлопчатобумажных тканей. В последнем случае действие квасцов основано на том, что образующиеся вследствие их гидролиза Al(OH)₃ отлагается в волокнах ткани в мелкодисперсном состоянии и, адсордбируя краситель, прочно удерживает его на волокне.

90. Оющая хар-ка эл-тов IIIA группы. Характерные СО и типы соедин. Эл-ты 3а гр. имеют 3е в наружном слое атома, 2-й нар слой атома В имеет 2 е, Ал – 8е, Га, Ин, Та – 18е. Ме св-ва выражены слабее, чем у эл-тов 2 и 1 а гр. У В преоблад немеет св-ва. В соедин хар-на СО +3. С возраст АтМ появл более низк со +2, д/Та хар-ны СО +1. Ме св-ва от В к Та увелич, Ох бора – кислотнй хар-р, Ал, Га, ин – амфотерн, таллий – основной.

91. Нитрид бора, строение и св-ва. Нитрид бора можно получить взаимод В с аммиаком при т белого каления – белое вещ-во со слоистой структурой, похож на структуру графита. Структ ед-ца содерж черед-ся атомы B и N на расст. 1,45А с углами 120 (Сп² у В). Расстоян между слоями 3,34А. Нитрид устройчив на воздухе, но медленно гидролиз. Н₂О.

92. гидрид Al можно получить косвенным путем. Он представляет собой белую аморфную массу состава (AlH₃)_n. Разлагается при нагревании выше 105^оС с выделением водорода.

При взаимодействии AlH₃ с основными гидридами в эфирном р-ре образуются гидроалюминаты: LiH + AlH₃ = Li[AlH₄]

Гидридоалюминаты - белые твердые вещества. Бурно разлагаются водой. Они - сильные восстан-ли. Применяются (в особенности Li[AlH₄]) в органическом синтезе.

93. Ga, In, Tl. Общ хар-ка, нахожд в природе, св-ва и примен. Ga, In, Tl относ. к числу редких, в прир. в сколько –ниб больших конц не встреч. Получаются из Zn концентратов после выплавки Ц-ка. Ga, In, Tl – серебристо белые мягкие Ме, с низкими Тпл. Макс СО +3, могут проявл меньшую (Та +1). На воздухе стойки, Н₂О не разлаг, легко раств в к-тах, а Га и Ин в щелочах. Ga: кварцевые термометы д/измер высок темп, сплавы, хорошо подд горяч обраб. In: д/покрытия рефлектороы, вкладышей подшипников, д/плавки препохранит, в полупроводниковой технике. Tl: в оптич. припборах, стекла с преломл способн, выпрямители, люминофоры, в фотоэлем.

94. Al. Общ хар-ка, нахожд. в природе, св-ва и применение. Al - самый распостраненный в земной коре Ме. (8%). Главная масса его сосредоточена в алюмосиликатах. Чрезвычайно распространенным продуктом разрушения образованных ими горных пород является глина, основной состав которой отвечает формуле Al₂O₃^.2SiO₂^.2H₂O. Из других природных форм нахождения Al наибольшее значение имеют боксит Al₂O₃^.xH₂O и минералы корунд Al₂O₃ и криолит AlF₃^.3NaF. В настоящее время в пром Al получают электролизом р-ра глинозема Al₂O₃ в расплавленнном криолите. Al₂O₃ должен быть достаточно чистым, поскольку из выплавленного Al примеси удаляются с большим трудом. Хар-ая СО атома Al +3. Al - типичный амфотерный элемент. Для него характерны не только анионные, но и катионные комплексы. В виде простого вещества Al - серебристо-белый, довольно твердый Ме с плотностью 2,7 г/см³ (т.пл. 660^оС, т. кип. ~2500^оС). Кристаллизуется в гранецентрированной кубической решетке. Характеризуется высокой тягучестью, теплопроводностью и электропроводностью (составляющей 0,6 электропроводности меди). С этим связано его использование в производстве электрических проводов. При одинаковой электрической проводимости алюминмевый провод весит вдвое меньше медного. На воздухе Al покрывается тончайшей (0,00001 мм), но очень плотной пленкой Оха, предохраняющей Ме от дальнейшего окисления и придающей ему матовый вид. Al легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической пром для упаковки продуктов и препаратов.

Основную массу Al используют для получения различных сплавов, наряду с хорошими механическими качествами характеризующихся своей легкостью. Важнейшие из них - дурAl (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe и Si), силумин (85 - 90% Al, 10 - 14% Sk, 0,1% Na) и др. Алюминиевые сплавы применяются в ракетной технике, в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в производстве посуды и во многих других отраслях пром. По широте применения сплавы Al занимают второе место после стали и чугуна. Al, кроме того, применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости. При накаливании мелко раздробленного Al он энергично сгорает на воздухе. Аналогично протекает и взаимодействие его с серой. С хлором и бромом соед происходит уже при обычной температуре, с иодом - при нагревании. При очень высоких температурах Al непосредственно соединяется также с азотом и углеродом. Напротив, с водородом он не взаимодействует. По отношению к воде Al вполне устойчив. Но если механическим путем или амальгамированием снять предохраняющее действие Охной пленки, то происходит энергичная реак: 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂­ Сильно разбавленные, а также очень концентрированные HNO3 и H2SO4 на Al почти не действуют (на холоду), тогда как при средних концентрациях этих кислот он постепенно р-ряется. Чистый Al довольно устойчив и по отношению к соляной кислоте, но обычный технический Ме в ней р-ряется.

При действии на Al водных р-ров щелочей слой Оха р-ряется, причем образуются алюминаты - соли, содержащие Al в составе аниона: Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄] Al, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой, вытесняя из нее водород: 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂­ Образующийся _Al(OH)3 реагирует с избытком щелочи, образуя гидроксоалюминат: Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] Суммарное уравнение р-рения Al в водном р-ре щелочи: 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­ Al заметно р-ряется в р-рах солей, имеющих вследствие их гидролиза кислую или щелочную реакцию, например, в р-ре Na₂CO₃.

95. Соед одновалентного Tl .Токсичность соед Tl⁺. TlОН – сильное, хорошо раств в Н₂О основан. Большинство солей Tl (1) хорошо раст-мы в Н₂О, но соли НГ, подобно солям Аг почти нераств и отлич светочувств, иск TlF, кот в Н₂о раств. Tl и его соедин. весьма токсичны.

96. Соед типа АВ. Арсенид индия и антимонид Га. Применение. Га и Ин склонны образ соедин с эл-тами V гр в соотнош 1:1, т.н соедин типа АВ, кот обладают св-вами полупроводников. Их можно получить при непосредтв взаимод эл-тов в свободном виде. GaSb облад полупроводник св-вами и исп в полупроводник пром.

97. Сопоставление св-в В, Al, In, Ga, Tl. 3е в наружном слое атома, 2-й нар слой атома В имеет 2 е, Ал – 8е, Га, Ин, Та – 18е. Ме св-ва выражены слабее, чем у эл-тов 2 и 1 а гр. У В преоблад немеет св-ва. В соедин хар-на СО +3. С возраст АтМ появл более низк со +2, д/Та хар-ны СО +1. Ме св-ва от В к Та увелич, Ох бора – кислотнй хар-р, Ал, Га, ин – амфотерн, таллий – основной.

98. применение AlCl₃ в кач катализатора (при переработке нефти и при органических синтезах). Из фторалюминатов наибольшее применение (для получения Al, F₂, эмалей, стекла и пр.) имеет криолит Na₃[AlF₆]. Промышленное производство искусственного криолита основано на обработке гидрОха Al плавиковой кислотой и содой: 2Al(OH)₃ + 12HF + 3Na₂CO₃ = 2Na₃[AlF₆] + 3CO₂ + 9H₂O Гидридоалюминаты Применяются (в особенности Li[AlH₄]) в органическом синтезе. Алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂^.12H₂O применяются в больших количествах для дубления кож, а также в красильном деле в кач протравы для хлопчатобумажных тканей. Сульфат Al Al₂(SO₄)₃^.18H₂O Применяется для очистки воды, а также при приготовлении некоторых сортов бумаги.

99. В. Общ хар-ка, нахожд. в природе, получ, св-ва и прим. В распр в природе мало (10^-3% масс): борная к-та Н₃ВО_3, ее соли (Бура Na₂B₄O₇?10Н₂О). природн В сос-ит из двух стабильных изотопов ¹⁰В и ¹¹В. Н₂О на В не действ, при т _комн В соед только с F, на возд. не окисл, горит при 700С красноватым пламенем. При накаливании смеси В с С бр-ся карбид бора В₄С – тугоплавк вещ-во. В обр-ет слабые к-ты, не проявл амфотерн св-в. В имеет черный цвет и по тверд уст только алмазу. Своб В получ восстан В₂О₃ магнием.При этом В выдел в виде аморфного порошка ос примесями. Чист кристаллич В получ термическим разложением или восстан его галогенидов, а таже разложением Н₂-соедин В. ВН₃ – летуч соедин самовоспламе. Прим. в ядерной технике, добавка к стали и др. цветным сплавам, насыщение изд бором – борирование – повышает твердость и стройкость к короззии.