Основных термодинамические характеристики.

Восстановители

Металлы,

водород,

уголь.

Окись углерода (II) (CO).

Сероводород (H₂S);

оксид серы (IV) (SO₂);

сернистая кислота H₂SO₃ и ее соли.

Галогеноводородные кислоты и их соли.

Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃.

Азотистая кислота HNO₂;

аммиак NH₃;

гидразин NH₂NH₂;

оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

Окислители

Галогены.

Перманганат калия(KMnO₄);

манганат калия (K₂MnO₄);

оксид марганца (IV) (MnO₂).

Дихромат калия (K₂Cr₂O₇);

хромат калия (K₂CrO₄).

Азотная кислота (HNO₃).

Серная кислота (H₂SO₄) конц.

Оксид меди(II) (CuO);

оксид свинца(IV) (PbO₂);

оксид серебра (Ag₂O);

пероксид водорода (H₂O₂).

Хлорид железа(III) (FeCl₃).

Бертоллетова соль (KClO₃).

Анод при электролизе.

Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует.

41. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно восстановительных реакций.

Стандартный электродный потенциал-это потенциал электрода при стандартных условиях, его обозначают символом Е°.

Окислительно-восстановительная реакция будет самопроизвольно протекать в таком направлении, при котором полуреакция с более высоким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в качестве окислителя по отношению к полуреакции с более низким потенциалом.

Стандартные электродные потенциалы

Уравнение электродного процесса	Стандартный потенциалЕ при 25С, В
Li+ + eLi	–3,045
Rb+ + eRb	–2,925
K+ + e K	–2,924
Cs+ + e Cs	–2,923
Ca+2 + 2e Ca	–2,866
Na+ + eNa	–2,714
Mg2+ + 2eMg	–2,363
Al3+ + 3eAl	–1,663
Ti2+ + 2eTi	–1,630
Mn2+ + 2eMn	–1,179
Zn2+ + 2eZn	–0,763
Cr3+ + 3eCr	–0,744
Fe2+ + 2eFe	–0,440
Cd2+ + 2eCd	–0,403
Co2+ + 2eCo	–0,277
Ni2+ + 2eNi	–0,250
Sn2+ + 2eSn	–0,136
Pb2+ + 2ePb	–0,126
Fe3+ + 3eFe	–0,037
2H+ + 2e H2	0,000
Bi3+ + 3eBi	0,215
Cu2+ + 2eCu	0,337
Ag+ + eAg	0,799
Hg2+ + 2eHg	0,850
Pt2+ + 2ePt	1,188
Au+ + eAu	1,692

Направление ОВР можно определять по электродвижущей силе реакции(ΔЕ), которая связана с изменением энергии Гиббса реакции ΔG соотношением:

-ΔG=nFΔE

n–число электронов;F – постоянная Фарадея(9,65 * 104 Кл/моль)

1.Общая характеристика подгруппы галогенов.

Галоге́ны— химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻ уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

2. Способы получения галогенов. Применение.

Хлор.Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия.

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз­гонкой.

Для этого в промышленности используют постоянный электрический ток.

Фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство.

3. Водородные соединения галогенов. Свойства, применение.

Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных условиях газооб­разны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr - НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.

4. Хлорная вода. Получение, свойства, применение.

Хлорная вода — водный раствор хлора. Содержит молекулы хлора (Cl₂), хлорноватистую кислоту (HClO) и хлороводород (HCl).

Получение:в хлораторе, путем насыщения воды газообразным хлором

Применение:Используется для обеззараживания воды в бассейнах способом хлорирования, очень слабый раствор хлора в питьевой воде обеспечивает ее обеззараживания без нанесения большого ущерба здоровью.

Химические свойства:Сильный окислитель, прежде всего благодаря образованию атомарного кислорода в момент выделения.

5.Хлорная известь. Получение, свойства, применение.

Хло́рная и́звесть Ca(Cl)OCl — смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к так называемым смешанным солям.

Получение:Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция):

Получение

Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды:

Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода):

Сплавлением парафина с серой.

Свойства:В воде сероводород мало растворим, водный раствор H₂S является очень слабой кислотой:

Реагирует с основаниями:

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO₄²⁻

Сероводородная кислота, слабая, двухосновная кислота, раствор сернистого водорода H₂S в воде. С. к. неустойчива: H₂S медленно окисляется кислородом воздуха с выделением серы. Образует соли 2 типов — сульфиды и гидросульфиды.

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH₄)₂S. Многие сульфиды ярко окрашены.

10. Серная кислота. Роль в окислительно- восстановительных реакциях. Соли серной кислоты. Применение.

Серная кислота, H₂SO₄, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.

Серную кислоту применяют:

в производстве минеральных удобрений;

как электролит в свинцовых аккумуляторах;

для получения различных минеральных кислот и солей;

в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ;

в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;

в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513(эмульгатор);

в промышленном органическом синтезе

11.Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окисл.-восстанов. Процессах (примеры). Применение.

Сера применяется в первую очередь для получения серной кислоты; в бумажной промышленности (для получения сульфитцеллюлозы); в сельском хозяйстве (для борьбы с болезнями растений, главным образом винограда и хлопчатника); в резиновой промышленности (вулканизующий агент); в производстве красителей и светящихся составов; для получения черного (охотничьего) пороха; в производстве спичек.

В медицинской практике применение Серы основано на ее способности при взаимодействии с органических веществами организма образовывать сульфиды и пентатионовую кислоту, от присутствия которых зависят кератолитические(растворяющие), противомикробные и противопаразитарные эффекты. Сера входит в состав мази Вилькинсона и других препаратов, применяемых для лечения чесотки. Очищенную и осажденную Серу употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз и других); в порошке - при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах - для пиротерапии прогрессивного паралича и других.

12.Общая характеристика подгруппы азота.

Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

13. Аммиак.Получение, химические свойства, применение.

Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха.

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония

Аммиак также является очень слабой кислотой, способен образовывать с металлами соли — амиды.

При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства

Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот)

С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов)

С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды

Применение:В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга.

Получение:Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония.

14. Азотная кислота.Химические свойства. Взаимодействие с металлами. Нитраты. Обнаружение.

Азо́тная кислота́ (HNO₃), — сильная одноосновная кислота

Высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения

Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Как сильная одноосновная кислота взаимодействует: с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, вытесняет слабые кислоты из их солей

HNO₃ — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO₃ на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.

Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются.

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты — сильные окислители.

Взаимодействие с мет.: Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот.

HNO₃ взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO₃

Разбавленная HNO₃

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода

15. Азотистая кислота и её соли. Роль окистительно- восстановительных процессах. применение.

Азотистая кислота существует либо в растворе, либо в газовой фазе. Она неустойчива и при нагревании распадается в парах. Водные растворы этой кислоты при нагревании разлагаются. По кислотным свойствам азотистая кислота лишь немного сильнее уксусной. Соли ее называются нитритами и в отличие от самой кислоты являются устойчивыми.

Соли азотистой кислоты (нитриты) получаются при окислении аммиака под влиянием процессов нитрификации. Поэтому наличие их в воде в количестве большем, чем следы, вызывает подозрение на недавнее поступление, в водоисточник или сточных вод, или других отбросов. Но нитриты могут быть и совершенно другого происхождения; так дождевые воды почти всегда содержат азотистую кислоту, иногда до 1,7 мг/л; в воде рек и озер нитриты могут образоваться под влиянием электрических разрядов во время грозы или под влиянием ультрафиолетовых лучей солнечного света. В таких случаях наличие нитритов в воде не имеет никакого санитарного значения.

Применение:Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.

16. Биологическая роль азота и фосфора. Применение.

Азот составляет основную часть воздуха.

Азот играет важную роль в жизни растительных и животных организмов. В живых организмах азот входит в состав аминокислот и, соответственно, белков, а так же нуклеиновых кислот. Основной продукт распада азотистых соединений – аммиак – у млекопитающих выводится из организма в виде мочевины.

Азот физиологически инертен при атмосферном давлении. При более высоком давлении азот оказывает наркотическое действие. Жидкий азот используется для замораживании участков тканей при хирургических операциях, при лечении псориаза и других кожных заболеваний животных и человека. Газообразный азот поставляется в стальных баллонах под давлением, жидкий – в сосудах Дьюара.

При составлении рационов учитывают содержание в кормах главным образом кальция и фосфора, а так же натрия, хлора, реже железа и в ряде случаев других макроэлементов и микроэлементов. Несбалансированность минеральных элементов в рационе приводит к нарушениям минерального обмена.

Фосфаты могут входить в состав мочевых конкрементов и мочевого песка в почечной лоханке, мочеточниках и мочевом пузыре животных, причинами образования которых могут быть нарушение минерального обмена, хроническое воспаление и т.д.

17. Мышьяк и его соединения. Обнаружение. Влияние на живой организм. Применение.

Мышьяк в больших дозах является сильнейшим ядом, в малых дозах он оказывает тонизирующее действие и представляет собой ценное лекарственное средство, которое вызывает усиленный обмен веществ и действует на кровеобразовательную функцию организма, стимулируя образование эритроцитов и подавляя лейкопоэз (образование лейкоцитов)

Металлический мышьяк малотоксичен, но его растворимые соединения – сильные яды. Особенно ядовит As₂О₃, который вызывает смертельное отравление в дозе 60-70 мл. Соединения мышьяка могут длительно фиксироваться в костях, печени, волосах, коже.

При длительном контакте с тканями соединения мышьяка (III) вызывают паралитическое расширение капилляров с повышением проницаемости их стенок, нарастающим снижением кровяного давления вплоть до развития судорожно-паралитического синдрома, а также резкими расстройствами обменных процессов. В дальнейшем на месте воздействия препарата наступает некроз.

Острые отравления наблюдаются при попадании больших доз соединений мышьяка внутрь или при всасывании через раневую поверхность. При острой желудочно-кишечной форме отравления у животных через несколько часов после поступления яда внутрь появляются слюнотечение, рвота, затрудненное глотание, сильная болезненность органов брюшной полости, колики, запор, сменяющийся поносом. Снижается диурез, в моче обнаруживают белок и кровь. В дальнейшем наступает ослабление сердечной деятельности, резко падает кровяное давление, наблюдается общая слабость (иногда судороги). Погибают животные обычно через 3-7суток с явлениями паралича. При быстром поступлении соединений мышьяка в кровь в больших количествах отравление протекает с симптомами общей слабости, параличей отдельных групп мышц, отдышкой; животное может погибнуть через 1-10часов.

18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Влияние на живой организм. Применение.

Углерод, кремний, германий, олово и свинец образуют главную подгруппу IV группу периодической системы элементов. Все эти элементы имеют на внешнем энергетическом уровне четыре электрона (ns²np²), поэтому они могут отдавать электроны и присоединять их до получения устойчивой внешней оболочки из 8 электронов. Наиболее характерные степени окисления этих элементов +2 и +4.

Среди элементов IV группы наибольшее значение имеют углерод, входящий в состав всех живых организмов, и кремний - важнейший элемент земной коры.

Графит раньше применялся как пишущее средство.

Оксид углерода(IV) применяют также для газирования воды и напитков, жидким CO2 заряжают огнетушители. Твердый оксид углерода(IV) под названием сухого льда применяют для охлаждения продуктов.

19. Кислородсодержащие соединения углерода. Цианиды.

Оксиды углерода часто бывают примесями газообразных препаратов. Оксид углерода (II) ядовит. Его обнаруживают благодаря способности восстанавливать некоторые соли серебра. Такая реакция с аммиачным раствором нитрата серебра сопровождается потемнением раствора вследствие выделения свободного серебра:

CO + Ag₂O = 2Ag↓ + CO₂;

Оксид углерода (IV) обнаруживают по помутнению баритовой или известковой воды:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O

Вa(OH)₂ + CO₂ = ВaCO₃↓ + H₂O

Для ветеринарии представляют интерес уголь, соли угольной кислоты.

Цианиды – неорганические соединения, содержащие группу CN, соли цианисто-водородной (синильной) кислоты.

20. Кремний, строение атома. Важнейшие соединения, их свойства, применение.

Кремний – второй после кислорода по расположенности в земной коре элемент.

Число протонов и электронов: 12.

Степени окисления (выделена наиболее характерная): -4,+2,+4.

Валентность (жирным выделена наиболее характерная): II, IV.

Кремний дает два типа оксидов – оксид кремния (IV) и оксид кремния (II). Оксид кремния (IV) наиболее прочный, не разлагается при высоких температурах и выше 223°С переходит в парообразное состояние. Не восстанавливает его и водород. Более того: сам кремний иногда применяется в качестве восстановителя, например при получении молибдена:

2MoO₃+3Si 3SiO₂+2Mo

Поскольку при окислении кремния выделяется громадное количество теплоты, оксид кремния (IV) и молибден получаются в расплавленном состоянии.

При нормальных условиях кремний химически малоактивен и активно реагирует только с газообразным фтором, при этом образуется летучий тетрафторид кремния SiF₄. Такая «неактивность» кремния связана с пассивацией поверхности наноразмерным слоем диоксида кремния, немедленно образующегося в присутствии кислорода, воздуха или воды (водяных паров).

Технический кремний находит следующие применения:

1. сырьё для металлургических производств: компонент сплава (бронзы, силумин); раскислитель (при выплавке чугуна); модификатор свойств металлов или легирующий элемент (например, добавка определённого количества кремния при производстве трансформаторных сталей увеличивает коэрцитивную силу готового продукта) и т. п.;

2. сырьё для производства более чистого поликристаллического кремния и очищенного металлургического кремния;

3. сырьё для производства кремнийорганических материалов, силанов;

4. иногда кремний технической чистоты и его сплав с железом (ферросилиций) используется для производства водорода в полевых условиях;

5. для производства солнечных батарей.

21. Общая характеристика элементов III группы главной подгруппы. Применение.

Элементы главной подгруппы III группы периодической системы – бор, алюминий, галлий, индий и таллий. На внешнем электронном слое они содержат три электрона. Бор, алюминий, галлий и индий в своих соединениях имеют степенно окисления +3. С увеличением порядкового номера металлические свойства элементов подгруппы усиливаются. Бор имеет ярко выраженные неметаллический характер.

Из элементов III группы только бор и алюминий используются в ветеринарной медицине. Некоторые их соединения находят применение в фармацевтической практике как лекарственные препараты.

Соединения бора с металлами (бориды) обладают высокой твердостью и термостойкостью. Поэтому их используют для получения сверхтвердых и жаропрочных специальных сплавов. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Последний применяют в качестве высокотемпературной смазки.

22. Бор. Строение атома, валентность. Важнейшие соединения. Применение.

Бор является микроэлементом, играющим определенную физиологическую роль в организме. В виде борной кислоты H₃BO₃ содержится в незначительных количествах в ягодах, фруктах, хмеле, а иногда и в вине. В ветеринарной практике соединения бора применяются в виде борной кислоты Н₃ВО₃ Na₂B₄O₇, которые обладают дезинфицирующим свойством.

Химический элемент III группы периодической системы, атомный номер 5.

Степени окисления +3 (валентность III).

Конфигурация электронной оболочки: 1s²2s²p¹.

28. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления.

Реакции в кислотной среде.

В кислотной среде соединения Сr+6 переходят в соединения Сr+3 под действием восстановителей: H2S, SO2, FeSO4

К2Сr2О7 +3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4+ 7Н2О

S-2 – 2e → S0

2Cr+6 + 6e → 2Cr+3

В щелочной среде соединения хрома Сr+3 переходят в соединения Сr+6 под действием окислителей: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O

Cr+3 - 3e → Cr+6

Br20 +2e → 2Br-

23.Алюминий и его соединения. Применение.

Алюми́ний - элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).

Алюминий - легкоплавкий серебристый металл малой плотности, обладает высокой электрической проводимостью и пластичностью. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования оксидной плёнки, защищающей поверхность от дальнейшего взаимодействия. Al - химически активный металл (МЕ). После удаления защитной плёнки Al окисляется до Al2O3 и реагирует с водой вытесняя из неё водород:

4Al + 3O2 = 2Al2O3, 2Al +6H20 +2Al(OH)3 +3H2↑

Al - амфотерный МЕ. Он реагирует и с растворами кислот и с растворами щелочей: 2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑ Алюминий легко растворяется в кислотах, которые разрушают пленку, например в HCl. Но кислоты-окислители (напр. H2SO4, HNO3) наоборот стабилизирует оксидную пленку и Al в них не растворяется.

1) При взаимодействии с водородом получается гидрид алюминия(твердое, нелетучее полимерное соединение), но реакцию проводят косвенным путём: 3LiH + AlCl3 = AlH3 + 3LiCl.

2) При взаимодействии Al с галогенами получаются галогениды алюминия, среди них отличается по свойствам - фторид алюминия AlF3(термодинамически устойчивое соед. с высокой температурой плавления, малорастворим в воде)

3) с O2 Al образует Al2O3(cуществует в нескольких кристаллических модификациях и аморфном состоянии)

4)образование гидроксида Al(существует в нескольких кристалльческих состояниях):

a) аморфный гидроксид в виде студенистого белого осадка AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

b) гиббсит(гидрагиллит) образуется при медленном пропускании газообразного оксида углерода (IV) в раствор гидроксоалюминатов щелочных МЕ, т.е. при очень осторожном снижении рН этих растворов: Na[Al(OH)4(OH2)2] + H2O + CO2 → [Al(OH)3(OH2)3] + NaHCO3

5)образование комплексных соединений: LiH + AlH3 = Li[AlH4] тетрагидроалюминат(III) лития или аланат; 3NaF +AlF3 = Na3[AlF6] гексафтораюминат натрия

Применение: Al находит самое широкое применение. Он используется: в электротехнике, в самолето- и машиностроении, в производстве теплообменных аппаратов, в радиотехнике. Алюминием покрывают изделия, создавая тем самым защиту от коррозии, гидроксид Al применяют для очистки воды.

24. Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы. Применение.

Ко II группе период. системы элементов относятся бериллий, щелочноземельные Ме: магний, кальций, стронций, барий, радий. Щелочноземельными эти МЕ являются, потому что их оксиды (земли)дают с водой щелочные растворы. Для этих элементов характерна сравнительно низкая температура плавления и высокая летучесть. Растворимость гидроксидов щелочнозем. МЕ увеличивается от Mg к Ba: гидроксид магния почти не растворяется в воде, гидрокс. кальция растворяется слбо, гидроксид бария - хорошо. Растворимость же многих солей уменьшается от магния к радию: сульфат магния хорошо растворяется в воде, сульфат кальция - плохо, сульфаты стронция, бария, радия - почти нерастворимы.

Металлический Be применяется для изготовления окон к рентгеновским установкам, т.к. он поглощает рентгеновские лучи в 17 раз слабее алюминия. Добавка бериллия к сплавам увеличивает их твердость и электропроводность. Нитрат стронция применяется в пиротехнике, его карбонат и оксид используют в сахарной промышленности. Хлорид бария используют в лабораторной практике, сульфат бария - в рентгеноскопии органов пищеварения. Соединения радия применяют для получения радона, обладающего целебными свойствами. Соли радия применяют в исследовательских целях. Благодаря способности кадмия образовывать защитную оксидную пленку он является устойчивым антикоррозионным покрытием. Магний применяют для получения различных легких сплавов; его добавляют для улучшения механических свойств; магний - восстановитель редких МЕ. Кальций применяется в металлургии; он восстанавливает оксиды и хлориды в производстве многих редких МЕ; в промышленности оксид кальция применяют как выжущий материал.

25. Жесткость воды и способы её устранения.

Различают временную (устранимую) и постоянную жесткость воды. Временную жесткость, вызванную наличием кидрокарбонатов кальция и магния, можно устранить кипячением:

Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ +CO2↑ + H2O

при этом образуется осадок - труднорастворимая соль карбонат кальция (магния), и содержание кальция(магния) в воде снижается, т.е. жесткость воды уменьшается. Временную жесткость называют также карбонатной жесткостью.

Наличие в воде сульфатов и хлоридо кальция и магния обусловливает постоянную жетскость воды. Эти соли не выделяются в осадок кипячением, для их устранения необходимо проводить специальную очистку воды. Различают кальциевую жесткость воды - обусловлена наличием кальциевых солей, и магниевую - из-за магниевых солей. Суммарная кальциевая и магниевая жескость называется общей жесткостью. Жесткость воды выражают в мг-экв/л и находят по формуле: Общ.ж. = [Ca2+]/20,04 + [Mg2+]/12,16 , где [Ca2+] и [Mg2+] - содержание кальция и магния в 1л воды. Для умягчения воды применяют два метода: осаждение и ионный обмен. Для осаждения Mg и Ca аиболее широко применяют соду, известь, фосфат Na и др. Известь взаимодействует с солями Mg и осаждает Mg в виде гидроксида: MgCl2 +Ca(OH)2 = Mg(OH)2↓ + CaCl2.

Сода взаимод. с солями кальция, образуя труднорастворимый карбонат кальция: CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3↓ + Na2SO4

Для устранения временной жесткости методом осаждения используют:

а)известковый метод Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ +H2O, Mg(HCO3)2 + 2Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + Mg(OH)2↓ + 2H2O

b) Натронный метод Ca(HCO3)2+2NaOH=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O, Mg(HCO3)2+4NaOH=Mg(OH)2↓+2Na2CO3+2H2O

c)Содовый метод: Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaHCO3, Mg(HCO3)2 +Na2CO3 = MgCO3↓ + 2NaHCO3.

Для устранения постоянной жесткости используют содовый и фосфатный медоды: CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3↓ + Na2SO4,

MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3↓ + Na2SO4.

3CaSO4 +2Na3PO4 - Ca3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 3Na2SO4, 3MgSO4 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2↓ +3Na2SO4.

Ионный обмен - ионообменные смолы Ионный обмен и ионообменные смолы применяются с 60 годов. Но промышленная деминерализация и умягчение воды стали применятся только с развитием производства и расширением ассортимента ионообменных смол. Ионообменные смолы сорбенты – иониты – твердые, нерастворимые, вещества в виде мелкодисперсных шариков. В основе этих смол – лежит синтетическая матрица (каркас), содержащая положительный или отрицательный заряд, и противоин компенсирующий заряд матрицы.

Очистка воды происходит в результате обмена элементов (положительно или отрицательно зараженных) матрицы ионообменной смолы на элементы растворенных в воде загрязнений. Таким образом, концентрация растворенных загрязнений существенно падает. В последствии, во время регенерации систем водоподготовки накопленные загрязнения из воды сбрасываются в дренаж.

27. Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение.

Сг - элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов. В свободном виде — голубовато-белый металл, отличающийся большой твердостью и хрупкостью. Конфигурация внеш. электронных оболочек атома 3d54s1; степени окисления +2, +3, +6, реже +4, +5, +1. При нагревании Cr взаимодействует с O2, галогенами, N2, C, S и др. 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3 (оксид хрома), 2Cr + 3Cl2=2CrCl3 (хлорид хрома),

В зависимости от валентности хром может проявлять как кислотные, так и основные свойства. На примере оксидов хрома: СrО3 имеет кислотный характер:

CrO3 + H2O = H2CrO4, CrO3 + СаО = СаCrO4,

Cr2O3 -амфотерный(реагирует и с кислотами и с основаниями): Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O, Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O,

CrO - основный. сильный восстановитель:

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

Применение: хромом покрывают железные и стальные детали и инструменты, которые используются в промышленности. Наибольшее кол-во хрома применяется в металлургии для получения хромистых сталей. Сплав хрома с никелем и железом обладает большим электрическим сопротивлением и применяется для изготовления спиралей электронагревательных приборов. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

26.Щелочные МЕ. Изменение потенциала ионизации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Важнейшие соединения, биологическая роль, применение.

Щелочные МЕ: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций. Данные МЕ назвали щелочными, т.к. при взаимодействии с водой они образуют растворимые в воде основания – щелочи. Щелочные МЕ – это элементы главной подгруппы первой группы периодической системы.

Они легко отдают электроны, поэтому являются очень сильными восстановителями. Во всех соединениях проявляют степень окисления +1. От лития к цезию восстановительные свойства усиливаются, активный металл цезий. Это наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у них особенно ярко.

Для МЕ характерна мягкость, труднее всего резать литий, тогда как натрий и калий легко поддаются скальпелю. В природе щелочные металлы находятся в виде соединений, потому что обладают высокой химической активностью, которая в свою очередь, зависит от особенностей электронного строения атомов (наличие одного неспаренного электрона на внешнем энергетическом уровне)

Щелочные металлы взаимодействуют как с простыми веществами, и сложными. Активно взаимодействуют почти со всеми неметаллами ( с галогенами, водородом, образуя гидриды). Из сложных веществ с водой – образуя растворимые в воде основания – щелочи и с кислотами. 2Na + O2 = Na2O2, 2Na + H2 = 2NaH, KCI + NaNO3 = KNO3 + NaCI и т.д.

Щелочные металлы и их соединения широко используются в технике. Литий применяется в ядерной энергетике. Цезий и рубидий применяются для изготовления фотоэлементов. Гидроксид натрия - один из важнейших продуктов основной химической промышленности. NaOH применяется при производстве искусственного волокна в мыловаренной промышленности, бумажной, текстильной и др. Пероксид натрия (NaHO2) применяется для отбелки тканей, шерсти, шëлка и т. п. Поваренная соль NaCl. Главные потребители гидроксида калия(КОН) - мыловарение. КСI - наиболее концентрированное калийное удобрение. Нитрат калия (калийная селитра) КNO3, метафосфат калия КРО3, сульфат калия К2SO4, карбонат калия (или поташ) К2СО3 - это всё удобрения.

29. Амфотерность гидроксида хрома(III). Хромиты, их восстановительные свойства.

Оксид хрома (3) - Сr2О3 – порошок темно–зеленого цвета, нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду (ему соответствует гидроксид хрома (3) – Сr(ОН)3). Оксид хрома (3) имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. Реакции со щелочами идут при сплавлении:

Сr2О3 + 2КОН = 2КСrО2(хромит К) + Н2О

С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом:

Сr2О3 + 6 КОН + 3Н2О = 2К3[Сr(ОН)6]

Сr2О3 + 6НСl = 2СrСl3 + 3Н2О

.Соли хрома. Различают два вида солей: хромиты и хроматы.

Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой кислоты HCrO2.Сплавляя Cr2O3 со щелочами получают хромиты:

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава. Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.

30. Хромовая и дихромовая кислоты, их соли, роль в окислительно-восстановительных реакциях.

Хром

Степени окисления 6, 3, 2, 0

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO. Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr₂O₃ и гижроксид Cr(OH)_3. Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид CrO_3. Кроме того, существует оксид хрома (IV) CrO₂, которому не соответствуют ни кислоты, ни основания.

Сплавляя Cr₂O₃ со щелочами получают хромиты:

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O.

Непрокаленный оксид хрома(III) легко растворяется в щелочных растворах и в кислотах:

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3Н₂О.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с растворами дихроматов образуются красные или фиолетово-красные кристаллы оксида хрома(VI) CrO₃. Типичный кислотный оксид, при взаимодействии с водой он образует сильные неустойчивые хромовые кислоты: хромовую H₂CrO