Закон объёмных отношений (Гей-Люссак)

Объёмы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (т.е. температуре и давлении) относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктах продуктов реакции как простые целые числа.

Закон Авогадро (1811г.)

В равных объёмах газов при одинаковых условиях содержится равное число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объём.

При нормальных условиях (н.у.) (T=273K (t = 0 гр. C); р = 1 атм. = 760 мм РТ.ст. = 101350 Па), объём любого газа равен 22,4 л/моль!

Исходя из представления о равенстве молярных объёмов можно рассчитывать относительную плотность газов. Примечание: Авагадро (кто не помнит) - любимый химик Ольги Викторовны, тчто если вы тупанёте с законом будут дополнительные вопросы)

«Так ну на этом моя часть работы закончена. Кому что не понятно, есть предложения, претензии, вопросы, так же по опечаткам или просто личные пишите в личку или можете спросить на аске. По вопросам неправильным ответам пишите Ярику с просьбой исправить и/или дописать САМИМ.» <вообще неслабо, он лажанулся где-нибудь, а «пишите Ярику», но т.к. я сам все проверил и исправил ошибки то в принципе правильный советJ

Билет 11. Воздух.

Состав воздуха: N₂(Азот) = 78%

О₂ (Кислород) = 21%

Инертные газы = 1%

Инертные газы.

Ar (Аргон), Ne (неон), CO₂(Углекислый газ), O₃(Озон), H₂O_пар ,твердые примеси, SO₂ , NO₂ .

Азот – используется, как сырье, в производстве аммиака. N₂+3H₂=2NH₃

Кислород – Исп. Для горения, для плавки, в металлургии, в медицине.

Инертные газы – лампы накаливания, неоновые лампы.

Углекислый газ – фотосинтез. (Образование органических веществ из неорганических)

Озон – озоновый слой, ультрофиолетовое излучение.

Горе́ние — сложный физико-химический процесс превращения компонентов горючей смеси в продукты сгорания с выделением теплового излучения, света и энергии. Описать природу горения можно как бурно идущее окисление.

Примеры:

C+O₂=CO₂2Ca+O₂=2CaO

S+O₂=SO₂CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O

4P+5O₂=2P₂O₅C₂H₅OH+3O₂=2CO₂=3H₂O

Думаю пожар потушить сможете) 1) Закрыть доступ кислорода. Накинуть плед, ковер или просто ткань на огонь. Проверять приборы. Тушить огнетушителем, так как в огнетушителе содержится углекислый газ, который не поддерживает горение) Импровизируйте. Все в ваших руках.

Билет 12. Кислород.

Кислоро́д — элемент 16-й группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл. При нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O₂). Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Получение.

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO₄:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑;

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н₂О₂:

2Н₂О₂ → 2Н₂О + О₂↑.

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑.

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II)

2HgO → 2Hg + O₂↑.

Физические свойства.

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде.

Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.

Твёрдый кислород (температура плавления −218,79 °C) — синие кристаллы.

Химические свойства.

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре: 4Li+O₂=2Li₂O .

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления: 2NO+O₂=2NO₂ .

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na+O₂=Na₂O₂2BaO+O₂=2BaO₂

Применение: широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, В металлургии: способ производства стали. В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединен

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезахия. В тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных коктейлей

14.Оксиды: классификация, физические и химические свойства, способы получения.

Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых О.

Название оксидов состоит из двух слов, первое слово - оксид, второе – элемент, который его образует, если его В переменна, то В должна быть указана.

Оксиды:

1. Несолеобразующие (не соответствуют ни кислотам, ни основаниям)

· СО

· N₂O

· NO

· SiO

· SO

2. Кислотные (оксиды типичных не металлов, а также металлов побочных подгрупп в высшей валентности, которым соответствует какая-либо кислота, одинаковая валентность оксида и вещества)

· HNO₃

· N₂O₅

· NO₂HNO₂(азотистая кислота-нитрит)

· N₂O₃

· SO₂-H₂SO₃

· CO₂-H₂CO₃

· SO₃-H₂SO₄

· SIO₂-H₂SIO₃

· P₂O₅-H₃PO₄

· MnO₃-H₂MnO₄(марганцовистая)

· Mn₂O₇-HMnO₄

· CrO₃-H₂CrO₄ (хромовая)

H₂Cr₂O₇ (дихромат)

3. Амфотерные (оксиды переходных элементов, а также оксиды металлов побочных подгрупп в промежуточной В, гидроксиды, которые им соответствуют и обладают и кислотными, и основными свойствами)

· Al₂O₃

· BeO

· ZnO

· MnO₂

· Fe₂O₃

4. Основные (оксиды типичных металлов I и II групп, главных подгрупп, а также оксиды металлов других групп и подгрупп в низших В, основным оксидам соответствуют основания)

· N₂O

· CaO

· BaO

· MnO

· FeO

· CrO

· PbO

Физические свойства:

Основные оксиды, амфотерные оксиды при комнатной температуре представляют собой твердые вещества, они как правило тугоплавкие, чаще всего имеют окраску, причем окраска оксидов одного элемента в разных В состояниях может отличаться: Cu₂O (кирпичного цвета), CuO (черного); Сr₂O₃ (зелёный), CrO₃(красный)

Кислотные оксиды при комнатной температуре и атмосферном давлении могут быть твердыми: SiO₂, P₂O₅, N₂O₃, Cl₂O₇, Mn₂O₇, SO₂, CO₂.

Наиболее типичные кислотные оксиды имеют молекулярное строение, характеризуются низкими температурами плавления и кипения, большинство из них хорошо растворяется в воде, образуя кислоты.

Химические свойства:

1. Оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды взаимодействуют с водой:

· Na₂O+H₂O=2NaOH

· Tl₂O+H₂O=TlOH

· P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄

· B₂O₃+3H₂O=2H₃BO₃

2. Основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами.

· FeO+H₂SO₄=FeSO₄+H₂O

· Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+3H₂O

· Al₂O₃+6HCl=2AlCl₃+3H₂O

· 3ZnO+2H₃PO₄=Zn₃(PO4)₂+3H₂O

3. Кислотные и амфотерные оксиды со щелочами

· CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+H₂O

· SO₂+2NaOH=Na₂SO₃+H₂O

· SO₃+2NaOH=Na₂SO₄+H₂O

· Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O

· ZnO+2NaOH=Na₂ZnO₂+H₂O

· Al₂O₃+6NaOH+3H₂O=2Na₃[Al(OH)₆]

· ZnO+2NaOH+2H₂O=Na₂[Zn(OH)₄]

4. Основные , амфотерные реагируют с кислотными оксидами

· CaO+CO₂=CaCO₃

· 3Na₂O+P₂O₅=2Na₃PO₄

· Al₂O₃+3SO₃=Al₂(SO₄)₃

· ZnO+SO₂=ZnSO₃

5. Разложение некоторых оксидов

· 2HgO=2Hg+O₂

6. Металлотермия

· Al+Fe₃O₄=Al₂O₃+Fe

Получение оксидов

Пролучение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды. Например, если раскалённое железный прутик, да и не толко железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, сивнец Pb, медь Cu, - вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:
2Fe+O₂=2FeO
Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами, Например: Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка
2Zn+O₂=2ZnO
Горение укгля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа
2C+O₂=2CO - образование угарного газа.
C+O₂=CO₂ - образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом уганый газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.
Получение оксидов можно осуществить другим способом - путём химической реакции разложения. Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов:
Fe(OH)₂=FeO+H₂O
2Al(OH)₃=Al₂O₃+3H₂O,
а также при разложении отдельных кислот:
H₂CO₃=H₂O+CO₂ - разложение угольной кислоты
H₂SO₃=H₂O+SO₂ - разложение сернистой кислоты
Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании, например:
CaCO₃=CaO+CO₂ - прокаливанием мела получают окись кальция (или негашеннуя известь) и углекислый газ.
Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂ - в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO₂ (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).
Ещё одним способом, которым можно осуществить получение оксилов - это окислительно-восстановительные реакции, например
Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
S + H₂SO₄(конц.) = 3SO₂ + 2H₂O

Билет.

Основания: классификация, физические и химические свойства, способы получения.

Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксильных групп. (группа ОН)

Классификация оснований.

I По кислотности (по числу гидроксильных групп) :

· Однокислотные (NaOH)

· Двукислотные (Ba(OH)₂)

· Многокислотные ( Al(OH)₃ ; Cr(OH)₃; Fe(OH)₃ )

II По растворимости в воде:

· Щёлочи = растворимые основания (Ba(OH)₂; NaOH; LiOH; KOH; RbOH; СsOH; Ca(OH)₂; Sr(OH)₂.)

· Нерастворимые основания (Fe(OH)₂; Cu(OH)₂ и т.д.)

Свойства оснований.

Физические.

Основания – это твердые в-ва. Растворы щелочей мылкие на ощупь. Концентрированные растворы щелочей могут вызывать ожоги кожи и слизистых. В случае попадания щёлочи на кожу, необходимо нейтрализовать её раствором уксусной кислоты, а затем смыть большим количеством воды. Если щёлочь попала в глаза, то их промывают 3% раствором борной кислоты.

Химические

1. Изменяют окраску индикатора:

· Лакмус - синий

· Метиловый оранжевый – жёлтый

· Фенолфталеин – малиновый

2. Отношение к нагреванию.

Щелочи устойчивы к нагреванию, а нерастворимые гидроксиды при нагревании разлагаются.

Cu(OH)₂CuO + H₂O

Fe(OH)₂FeO + H₂O

2 Fe(OH)₃Fe₂O₃ + 3 H₂O

3. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации) хотя бы один реагент должен быть растворим.

NaOH + HCl NaCl + H₂O

Mn(OH)₂ + H₂SO₄ MnSO₄+ 2H₂O

2NaOH + H₂SiO₃Na₂SiO₃ + 2H₂O

4. Щёлочи реагируют с кислотными оксидами.

2KOH + CO₂K₂CO₃+ H₂O

2NaOH + SiO₂ Na₂SiO₃ + H₂O

Ba(OH)₂+ SO₃ BaSO₄ + H₂O

5. Щёлочи реагируют с солями.

2RbOH + Pb(NO₃)₂2RbNO₃ + Pb(OH)₂

Sr(OH)₂ + K₂CO₃SrCO₃ + 2KOH

6. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами

2 NaOH + Al₂O₃ 2NaAlO₂ + H₂O

6 NaOH + Al₂O₃+ 3H₂O 2Na₃[Al(OH)₆]

7. Щёлочи реагируют с амфотерными гидроксидами.

Zn(OH)₂+ 2NaOH Na₂ZnO₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂+ 2NaOH Na₂[Zn(OH)₄]

Способы получения

1. Взаимодействие активных металлов с водой

2K + 2H₂O 2KOH + H₂

Ca + 2H₂O Ca(OH)₂+ H₂

Mg + 2H₂O Mg(OH)₂ + H₂

2. Взаимодействие оксидов щелочных (первая группа, главн. подругппа) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов с водой. Таким образом получаются щёлочи.

Na₂O + H₂O 2NaOH

CaO + H₂O Ca(OH)₂

3. Взаимодействие солей со щелочами в растворах

Соль должна быть растворимой!

Хотя бы один из продуктов нерастворим ( )

MgCl₂+ 2NaOH Mg(OH)₂+ 2NaCl

Cu(NO₃)₂ + Ba(OH)₂Cu(OH)₂+ Ba(NO₃)₂

FeSO₄ + 2KOH Fe(OH)₂+ K₂SO₄

2KF + Ca(OH)₂ CaF₂ + 2KOH

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ BaSO₄+ NaOH

K₃PO₄ + 3 LiOH Li₃PO₄ + 3KOH

4. Эликтролиз водных растворов солей

2NaCl +2H₂O H₂+ Cl₂+ 2NaOH

Билет.

Кислоты: классификация, физич. и химич. свойства, способы получения.

Кислоты – это сложные в-ва, в состав которых входят атомы Н, связанные с кислотным остатком.

Классификация кислот

§ По составу: а) бескислородные к-ты (HCl; HBr; HF; H₂S; HI.)

б) кислородосодержащие (HNO₃; H₂SO₃; H₂SiO₃.)

§ По основности ( т.е. по количеству атомов Н):

А) одноосновные (HCl; HNO_3;CH₃COOH)

Б) двухосновные (H₂SO₄)

В) многоосновные (H₃PO₄)

Физические свойства.

При н.у. кислоты могут быть твердыми веществами, например H₃PO₄; H₂BO₃. Так же могут быть жидкими, например HNO₃; H₂SO₄, или растворами газов в воде, например HF; HBr; H₂S. Некоторые кислоты ( HNO₂; H₂SO₃; H₂СO₃) существуют только в разбавленных растворах. В чистом виде при комнатной температуре они не могут быть выделены, т.к. распадаются на соответствующий оксид и H₂O. Большинство кислот хорошо растворимы в H₂O. Растворы их имеют кислый вкус. Кислоты разъедают животные и растительные ткани.

При работе с кислотой возможны попадания её на кожу, чтобы предотвратить ожог, кожу в этом месте нейтрализуют раствором питьевой соды, а затем тщательно промывают водой.

Химические свойства.

1. Кислоты изменяют окраску индикаторов.

Индикатор – вещество, указывающее на какой-либо признак.

Кислотно-основные индикаторы своей окраской указывают на среду раствора.

Название индикатора	Кислая среда в кислотах	Нейтральная среда ( в воде)	Щелочная среда
1.Метиловый оранжевый	розовый	оранжевый	Жёлтый
2.Лакмус	красный	фиолетовый	синий
3.Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый

2. Кислоты взаимодействуют с металлами.

К-та + Ме = соль + Н₂

Кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности до Н. Металлы, стоящие после Н с разбавленными кислотами не взаимодействуют. Некорректно записывать взаимодействие самых активных металлов в кислотами , т.к. попадая в раствор кислоты, в первую очередь эти металлы реагируют с водой. ( от Li до Na)

В реакцию с металлами не вступает нерастворимая кремниевая кислота. Азотная кислота любой концентрации и концентрированная серная кислота. В реакции с металлами дают разные продукты и почти никогда не дают водород.

Металлы с переменной валентностью в реакции с разбавленными кислотами образуют соли, чаще всего в низшей валентности.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

Cr + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂

Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂

Cu + H₂SO₄= малоактивный металл Cu

3. Кислоты в растворах взаимодействуют с основными оксидами.

К-та + Осн. Оксид. = соль + H₂O

Некорректно записывать взаимодействие разбавленных кислот в оксидами самых активных металлов, т.к. последние очень хорошо реагируют с водой.

MnO + 2HCl = MnCl + H₂O

CuO + H₂SO₄= CuSO₄ + H₂O

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

4. Взаимодействие кислот с амфотерными оксидами.

Когда к-та реагирует с амфотерным оксидом, то реакция протекает точно так же, как с основными оксидами.

Al₂O₃ + 6 HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂SO₄= Fe₂(SO₄₎₃+ 3H₂O

5. Реакция нейтрализации. Реакция взаимодействия кислоты с основанием.

H₂SO₄+ Cu(OH)₂ = CuSO₄+ 2H₂O

H₂SiO₃ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + 2H₂O

HCl + KOH = KCl + H₂O

6.Взаимодействие кислот с амфотерными гидроксидами.

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄= Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

3Zn(OH)₂ + 2H₃PO₄ = Zn₃(PO₄)₂+ 6H₂O

7. Взаимодействие кислот с солями.

К-та + соль₁ = к-та₂ + соль₂

2HCl + Na₂SiO₃ = H₂SiO₃ + 2NaCl

К-та₁+ соль₁ = к-та₂ + соль₂

HCl +AgF = HF + AgCl

2H₃PO₄ + 3CuCl₂= Cu₃(PO₄)₂+ 6HCl

К-та₁+ соль₁ = к-та₂ + соль₂

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + H₂CO₃

H₂O CO₂

H₂SO₄+ Na₂SO₃ = Na₂SO₄ + H₂SO₃

H₂O SO₂

CuS + 2HCl = CuCl₂ + H₂S

Способы получения кислот

Бескислородные кислоты можно получить при взаимодействии водорода с неметаллом с последующим растворением продукта реакции в воде.

1. H₂+ F₂ = 2HF + Q!

H₂+ Cl₂ = 2HCl

_t°

H₂+ Br₂ = 2HBr

_t°

H₂ + S = H₂S

Йод с водородом не взаимодействуют. Таким способом нельзя получить йодоводородную кислоту.

2. Взаимодействие кислотных оксидов с водой (только для кислородосодержащих кислот)

SO₂ + H₂O = H₂SO₃

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

CO₃+ H₂O = H₂CO₃

P₂O₅+ H₂O = 2H₃PO₄

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

2NO₂+ H₂O = HNO₃ + HNO₂

N₂O₃+ H₂O =2HNO₂

Mn₂O₇ + H₂O =2HMnO₄

Таким способом нельзя получить кремниевую кислоту, т.к она не растворимая и уксусную кислоту.

3. Окисление некоторых простых веществ

2P + 2H₂O + 5HNO₃= 3H₃PO₄+ 5NO

S + HNO₃= H₂SO₄+ NO

P + H₂SO₄= H₃PO₄ + SO₂

4. Взаимодействие солей с кислотами.

2NaNO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNO₃

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃+ 2NaCl

2NaBr + H₂S = Na₂SO₄+ 2HBr

(CH₃COO)₂Pb + H₂SO₄ = PbSO₄ + 2CH₃COOH

CuS + 2HCl = CuCl₂ + H₂S

Вопрос №17

Соли: физические и химические свойства, способы получения

Соли — это вещества, состоящие из атома металла или аммония(NH₄) и кислотного остатка.

Классификация солей
	Кислые	Средние	Основные
Получаются, если...	Атомы водорода в кислоте заменяются на атомы металлов	Все атомы водорода в кислоте заменяются на атомы металлов	Не все группы атомов OH в многокислотном основании заменяются на кислотный остаток
Примеры	H₂CO₃ H₃PO₄ NaH₂PO₄(дигидрофосфат натрия) NaHCO₃(гидрокарбонат натрия)	K₂CO₃ AlPO₄ AlC₃	Fe(OH)₃(остаток) = Fe(OH)₂NO₃(дигидроксинитрат железа III) FeOH(NO₃)₂(дигроксинитрат железа III) (CuOH)₂CO₃(дигидроксикарбонат меди II)

Соли
	Двойные	Смешанные	Комплексные
Содержат:	Атомы 2 металлов и 1 кислотный остаток	Атомы 1 металла и 2 кислотных остатков	Металл-комплексообразователь
Примеры:	KАl(SO₄)₃(сульфат калия алюминия)	CaOCl₂(хлорид-гипохлорид кальция - хлорка)	K₃[Fe(CH)₆](гексацианоферрат III калия - красная кровяная соль) K₂[Fe(CH)₆](гексацианоферрат II калия — желтая кровяная соль)