Шпаргалки по предметам

Химия Шпоры

Шпоры по химии

2.5 Шпора. Элементы подгруппы IV. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома, потенциал ионизации. Характеристика связей углерода. Углерод, свойства. Аллотропия. Характеристика оксидов, угольной кислоты и ее солей. Биологическая роль углерода.

Элементы – углерод С, кремний Si, олово Sn и свинец Pb. Внешние энергетические уровни р-элементовсодержат по 4 электрона (s2 p2), где 2спаренных s - электрона и 2 неспаренных р-электрона. С - 1s22s22p2, Si - 1s22s22p63s23p2, Ge - 1s22s22p63s23p63d104s24p2. В невозбужденном состоянии элементы проявляют валентность 2, а в возбужденном состоянии сопровождающееся переходом одного из s-элемента внешнего уровня на свободную орбиталь р-подуровня. При переходе от ртути к свинцу радиусы нейтральных атомов возрастают. Неметаллические свойства убывают от углерода к свинцу и возрастают металлические. Относительная электроотрицетельность углерода = среднеарифметической между ОЭО фтора (4) и лития (1), что свидетельствует о том, что способность к отдаче и присоединению электронов у углерода выражена одинаково. Углерод может проявлять степень окисления +4, +2 и –4. Образуется при аллотропных видоизменениях алмаз, графит и карбин. Может образовывать полимерные структуры sp3 , sp2 и sp-свободные орбитали. Реакционная способность увеличивается при повышении температуры. Взаимодействует с кислородом С+ O2=СО; С+ O2=СО2. С металлами Са+С= Са. С водой С+Н2О= СО2+ Н2. Оксид углерода СО – угарный газ. Образует 2 связи с атомом кислорода. Окисление происходит при температуре 700гр. 2СО+ О2.= 2СО2. является восстановителем металлов из их оксидов. Оксид СО2 связи образованы за счет 4 электронных пар. Образуется при термическом разложении карбонатов СаСО3.= СО+ СО2.Угольная кислота слабая, существует в растворах, неустойчивая. Н2СО3.= СО2+Н2О. Образует 2 вида солей карбонаты и гидрокарбонаты.

2.7 Элементы подгруппы V. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Азот. Свойства. Причины энертности. Склонность к донорно - акцепторному взаимодействию. Биологическая роль азота.

Составляют р-элементы азот N, фтор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. на наружном энергетическом уровне содержится 5 электронов которые имеют конфигурацию s2 p3. N - 1s22s22p3, P - 1s22s22p63s23p3, As - 1s22s22p63s23p63d104s24p3. Наличие 3 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 3. у всех элементов, кроме азота имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов можетперейти на d-подуровень, что приводит к 5 неспаренным электронам. Валентность в таком состоянии = 5. От азота к висмуту радиусы атомов и ионовr R-3; R5+ увеличиваются, а ионизационный потенциал уменьшается. С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения типа RH3., проявляя отрицательную степень окисления –3. от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. Наружный уровень азота состоит из 2 подуровней 2s2p. В обычных условиях реагирует только с литием. 6Li+ N2=2Li3N. При нагревании реагирует с металлами N2+3 Са=Са3N2. в присутствии катализатора может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. N2+3 Н2=2NH3. Взаимодействие с кислородом пр температуре 1500С. N2+ О2=2NO. Основное применение в производстве аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений.

2.9 Элементы подгруппы V. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Азот. Свойства. Водородные соединения. Аммиак. Свойства. Соли.

Составляют р-элементы азот N, фтор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. на наружном энергетическом уровне содержится 5 электронов которые имеют конфигурацию s2 p3. N - 1s22s22p3, P - 1s22s22p63s23p3, As - 1s22s22p63s23p63d104s24p3. Наличие 3 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 3. у всех элементов, кроме азота имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов можетперейти на d-подуровень, что приводит к 5 неспаренным электронам. Валентность в таком состоянии = 5. От азота к висмуту радиусы атомов и ионовr R-3; R5+ увеличиваются, а ионизационный потенциал уменьшается. С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения типа RH3., проявляя отрицательную степень окисления –3. от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. Наружный уровень азота состоит из 2 подуровней 2s2p. В обычных условиях реагирует только с литием. 6Li+ N2=2Li3N. При нагревании реагирует с металлами N2+3 Са=Са3N2. в присутствии катализатора может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. N2+3 Н2=2NH3. Взаимодействие с кислородом при температуре 1500С. N2+ О2=2NO. Аммиак. sp3 гибридизация. Водный раствор имеет щелочную реакцию. NH3+ H2O=NH4+OH. Газообразный аммиак взаимодействует с кислотами образуя соли NH3+ HCl=NH4Cl. Аммиак является восстановителем так как находится в степени окисления –3. восстанавливает металлы из их оксидов CuO+2NH3=N2+3 Cu+3 H2O. Взаимодействие с кислородом при катализаторе 4NH3 +5О2=2NО+6 H2O. Горение 4NH3 +3О2= N2+6 H2O.

Шпора 2.8 Элементы подгруппы V. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Азот. Свойства. Кисородные соединения. Азотная кислота. Свойства. Соли.

Составляют р-элементы азот N, фтор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. на наружном энергетическом уровне содержится 5 электронов которые имеют конфигурацию s2 p3. N - 1s22s22p3, P - 1s22s22p63s23p3, As - 1s22s22p63s23p63d104s24p3. Наличие 3 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 3. у всех элементов, кроме азота имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов можетперейти на d-подуровень, что приводит к 5 неспаренным электронам. Валентность в таком состоянии = 5. От азота к висмуту радиусы атомов и ионовr R-3; R5+ увеличиваются, а ионизационный потенциал уменьшается. С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения типа RH3., проявляя отрицательную степень окисления –3. от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. Наружный уровень азота состоит из 2 подуровней 2s2p. В обычных условиях реагирует только с литием. 6Li+ N2=2Li3N. При нагревании реагирует с металлами N2+3 Са=Са3N2. в присутствии катализатора может проявлять как окислительные так и восстановительные свойства. N2+3 Н2=2NH3. Взаимодействие с кислородом при температуре 1500С. N2+ О2=2NO. Азотная кислота. Получают действием концентрированной серной кислоты на нитраты NaNO3+ H3каталическое окисление 4NH3+ 5O2 =4 H2O, при охлаждении дальнейшее окисление 2NО+ O2 =2NO2. азотная кислота наиболее сильная кислота. Валентность азота = 4. Характерны окислительные свойства. Валентность азотной кислоты = 5. под влиянием света разлагается 4HNO3=4NO2+ O2+2H2O.

2.15 Элементы подгруппы VI. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Кислород. Строение молекулы, аллотропия, свойства. Кислород как окислитель. Биологическая роль.

Кислород, сера, селен, теллур и полоний. На внешнем энергетическом уровне содержится по 6 электронов имеющих конфигурацию s2 p4. О - 1s22s22p4, S - 1s22s22p63s23p4, Se - 1s22s22p63s23p63d104s24p4. наличие 2 неспаренных электронов свидетельствует о валентности 2. Элементы кроме кислорода имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению неспаренных электронов до 4 и 6. В кислородных соединениях сера, селен и теллур проявляют степень окисления +4 и +6. При переходе от кислорода к теллуру увеличиваются радиусы, следовательно усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Получение кислорода. Разложением

2KClO3=2KCl+3O2. нагреванием нитратов щелочных металлов 2NaNlO3=2NaNO2+O2. Электролизом воды в присутствии NaOH или KOH. Обладает неметаллическими свойствами, проявляет окислительные свойства. Скорость реакции зависит от природы веществ, температуры. При горении сложных веществ в избытке кислорода 2O2S+3 O2=SO2+2H2O. При участии кислорода происходит дыхание. Окисление кислородом, жиров и белков служит источником энергии.

2.16 Элементы подгруппы VI. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Сера. Аллотропия, свойства. Биологическая роль.

Кислород, сера, селен, теллур и полоний. На внешнем энергетическом уровне содержится по 6 электронов имеющих конфигурацию s2 p4. О - 1s22s22p4, S - 1s22s22p63s23p4, Se - 1s22s22p63s23p63d104s24p4. наличие 2 неспаренных электронов свидетельствует о валентности 2. Элементы кроме кислорода имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению неспаренных электронов до 4 и 6. В кислородных соединениях сера, селен и теллур проявляют степень окисления +4 и +6. При переходе от кислорода к теллуру увеличиваются радиусы, следовательно усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Получение серы. Окисление сероводородом 2H2S+O2=2S+2H2O. Плавка металлов из сернистых руд SO2+C=CO2+S. Свойства. С металлами Fe+S=FeS, с водородом при температуре 150-200С протекает обратная реакция H2+S=H2S. С сильными окислителями 3Fe2+S=SH6. сера входит в состав аминокислот. Связи серы необходимы для придания белковым молекулам определенной конфигурации.

2.17 Элементы подгруппы VI. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Сера. Свойства. Сероводород. Свойства. Сульфиды. Гидролиз. Применение в с/х.

Кислород, сера, селен, теллур и полоний. На внешнем энергетическом уровне содержится по 6 электронов имеющих конфигурацию s2 p4. О - 1s22s22p4, S - 1s22s22p63s23p4, Se - 1s22s22p63s23p63d104s24p4. наличие 2 неспаренных электронов свидетельствует о валентности 2. Элементы кроме кислорода имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению неспаренных электронов до 4 и 6. В кислородных соединениях сера, селен и теллур проявляют степень окисления +4 и +6. При переходе от кислорода к теллуру увеличиваются радиусы, следовательно усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Получение серы. Окисление сероводородом 2H2S+O2=2S+2H2O. Плавка металлов из сернистых руд SO2+C=CO2+S. Свойства. С металлами Fe+S=FeS, с водородом при температуре 150-200С протекает обратная реакция H2+S=H2S. С сильными окислителями 3Fe2+S=SH6. сера входит в состав аминокислот. Связи серы необходимы для придания белковым молекулам определенной конфигурации. Сероводород. Является аналогом воды. Получение. FeS+2HCl=FeCl2 +H2S. имеют кислую реакцию из-за диссоциации H2S=Н++HS-, HS-= Н++S2-. При нагревании разлагается H2S=Н2+S. С кислородом 2H2S+ O2=2S+Н2О. С окислителями H2S+2HNO3=S+2NO2+2H2О. Образует сульфиды 2NaOH+H3S=Na2S+2H2О. Сульфиды щелочных металлов в водных растворах сильно гидролизованы H2S+НОН= NaHS+NaOH. Являются восстановителями 3PbS+8НNO3=3PbSO4+ H2О+8NO. При нагревании сульфиды взаимодействуют с кислородом 2PbS+3O2=2PbSO+2SO2.

2.18  Шпора. Элементы подгруппы VI. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Валентные возможности. Сера. Свойства. Сернистая кислота. Сульфиты. Окислительно-восстановительная двойственность соединений серы. Гидролиз. Тиосерная кислота. Тиосульфаты. Свойства. Применение сульфатов, сульфитов в животноводстве.

Кислород, сера, селен, теллур и полоний. На внешнем энергетическом уровне содержится по 6 электронов имеющих конфигурацию s2 p4. О - 1s22s22p4, S - 1s22s22p63s23p4, Se - 1s22s22p63s23p63d104s24p4. наличие 2 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 2. Элементы кроме кислорода имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению не спаренных электронов до 4 и 6. В кислородных соединениях сера, селен и теллур проявляют степень окисления +4 и +6. При переходе от кислорода к теллуру увеличиваются радиусы, следовательно усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Получение серы. Окисление сероводородом 2H2S+O2=2S+2H2O. Плавка металлов из сернистых руд SO2+C=CO2+S. Свойства. С металлами Fe+S=FeS, с водородом при температуре 150-200С протекает обратная реакция H2+S=H2S. С сильными окислителями 3Fe2+S=SH6. Характерная способность SO2 его окислительно-восстановительная двойственность степень окисления +4, поэтому отдавая 2 электрона окисляется до S(IV), а принимая 4 электрона, восстанавливается до S. проявление того и другого зависит от природы реагирующего компонента. С сильными окислителями ведет себя как восстановитель SO2S+Br2+2HO2= H2SO4+2HBr, в присутствии сильных восстановителей как окислитель SO2+2H2S= 3S+H2O.

2.19 Элементы подгруппы VI. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Сера. Свойства. Оксиды серы. Свойства. Применение в с/х.

Кислород, сера, селен, теллур и полоний. На внешнем энергетическом уровне содержится по 6 электронов имеющих конфигурацию s2 p4. О - 1s22s22p4, S - 1s22s22p63s23p4, Se - 1s22s22p63s23p63d104s24p4. наличие 2 не спаренных электронов свидетельствует о валентности 2. Элементы кроме кислорода имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению не спаренных электронов до 4 и 6. В кислородных соединениях сера, селен и теллур проявляют степень окисления +4 и +6. При переходе от кислорода к теллуру увеличиваются радиусы, следовательно усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Получение серы. Окисление сероводородом 2H2S+O2=2S+2H2O. Плавка металлов из сернистых руд SO2+C=CO2+S. Свойства. С металлами Fe+S=FeS, с водородом при температуре 150-200С протекает обратная реакция H2+S=H2S. С сильными окислителями 3Fe2+S=SH6. Оксид серы образуется при сжигании серы на воздухе S+O2=SO2, а также прокаливанием сульфидов 4FeS2+11O2=Fe2O3+8SO2. В лабораториях получают из солей сернистой кислоты Na2SO3+H2SO4= Na2SO4+ SO2+H2O. Оксиды взаимодействуют с водой SO2+H2= H2SO3. Характерная способность SO2 его окислительно-восстановительная двойственность степень окисления +4, поэтому отдавая 2 электрона окисляется до S(IV), а принимая 4 электрона, восстанавливается до S. проявление того и другого зависит от природы реагирующего компонента. С сильными окислителями ведет себя как восстановитель SO2S+Br2+2HO2= H2SO4+2HBr, в присутствии сильных восстановителей как окислитель SO2+2H2S= 3S+H2O.

2.20 Элементы подгруппы VII. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Галогены. Окислительные свойства. Применение в с/х и ветеринарии. Биологическая роль.

Относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и стат At. На наружнем энергетическом уровне содержат по 7 электронов с конфигурацией s2 p5. относятся к элементам р-семейства. F – Наличие одного не спаренного электрона указывает на то, что валентность 1. все элементы кроме фтора имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению не спаренных электронов до 7. При переходе от фтора к иоду радиус атома увеличивается. Элементы относятся к неметаллам, с увеличением ядра от фтора к астату неметаллические признаки ослабевают. Типичные для галогенов соединения в которых они проявляют степень окисления –1. галогены способны проявлять степень окисления от +1 до +7 окислительные свойства уменьшаются от фтора у иоду, а восстановительные усиливаются, возрастает температура плавления и кипения, электрическая проводимость. Взаимодействуют почти со всеми веществами. С металлами 2M+HaI->2MhaI. С неметаллами Si+2F2=SiF2. С водой 2H2O+2F2=4 HF+O2.

2.21 Элементы подгруппы VII. А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Галогены. Свойства. Соединение галогенов с водородом. Восстановительные свойства галогеноводородов. Соли. свойства. Применение в с/х и ветеринарии. Биологическая роль.

Относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и стат At. На наружнем энергетическом уровне содержат по 7 электронов с конфигурацией s2 p5. относятся к элементам р-семейства. F – Наличие одного не спаренного электрона указывает на то, что валентность 1. все элементы кроме фтора имеются вакантные ячейки d-подуровня следовательно один из s-электронов может перейти на d-подуровень, что приводит к увеличению не спаренных электронов до 7. При переходе от фтора к иоду радиус атома увеличивается. Элементы относятся к неметаллам, с увеличением ядра от фтора к астату неметаллические признаки ослабевают. Типичные для галогенов соединения в которых они проявляют степень окисления –1. галогены способны проявлять степень окисления от +1 до +7 окислительные свойства уменьшаются от фтора у иоду, а восстановительные усиливаются, возрастает температура плавления и кипения, электрическая проводимость. Взаимодействуют почти со всеми веществами. С металлами 2M+HaI->2MHaI. С неметаллами Si+2F2=SiF2. С водой 2H2O+2F2=4 HF+O2. соединения галогенов с водой называются галогеноводородами. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. При растворении в воде диссоциируют по типу кислот. Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты SiO2+4HF=SiF2+2H2O. Хлороводородная кислота взаимодействует с металлами их оксидами и гидрооксидами. Являются восстановителями. Восстановительная способность повышается в ряду Cl, Br, I. MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O; 2KMnO4+10Kl+8H2SO4=2MnSO4+5I2+6K2SO4+8H2O