Файл: Билеты по общей и неорганической химии для студентов 125Ф3 озо (20222023учебный год) Билет 1.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 07.11.2023
Просмотров: 318
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
СОДЕРЖАНИЕ
й одоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1
йодноватистая кислота (HIO) степень окисления +1
й одноватая кислота (HIO3) степень окисления +5
й одная кислота (HIO4) степень окисления +7
й одоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1
йодноватистая кислота (HIO) степень окисления +1
й одноватая кислота (HIO3) степень окисления +5
-
Напишите уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом кальция.
2HCl + Ca(OH)2 → 2H2O + CaCl2
Билет №16
-
Общая характеристика халькогенов. Характеристика кислорода. Соединения кислорода с водородом. Применение в медицине и народном хозяйстве.
-
Халькогены — это элементы VIA группы. Родоначальником этой группы является кислород. Кроме кислорода O в эту группу входят S, Se, Te, Po. Название халькогены означает «рождающие руды».
На внешнем энергетическом уровне у халькогенов 6 электронов. До завершения внешнего энергетического уровня атомам не хватает 2 электрона, поэтому они присоединяют электроны и проявляют в своих соединениях степень окисления -2. Кислород в соединении с фтором — OF2 проявляет степень окисления +2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.
-
Кислород — самый распространенный элемент на Земле. Он входит в состав воды, которая покрывает поверхность земного шара, образуя его водную оболочку — гидросферу. Кислород входит в состав атмосферы, где на его долю приходится 21%. Кроме этого, он ещё входит в состав многих органических соединений.
Кислород образует две аллотропных модификации — кислород O2 и озон O3 , которые отличаются составом молекул и обладают разными свойствами. Кислород содержится в воздухе, он необходим для дыхания, а также для горения топлива и других веществ. Кислород — газ без цвета и запаха. При температуре – 1830C кислород сжижается, а при - 2190C переходит в твёрдое состояние. Жидкий кислород имеет голубую окраску, а твёрдый кислород - синюю.
Озон O3 — бесцветный газ с характерным запахом, содержится в верхних слоях атмосферы и защищает Землю от жёсткого ультрафиолетового излучения Солнца. В отличие от кислорода, озон чрезвычайно ядовит. Озон неустойчив и легко превращается в кислород.
Электронная конфигурация кислородав основном состоянии:
+8O 1s22s22p4 1s 2s 2p
Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.
Способы получения
В промышленностикислород получают перегонкой жидкого воздуха.
Лабораторные способы получения кислорода:
-
Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:
Разложение перманганата калия:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):
2H2O2 → 2H2O + O2
2HgO → 2Hg + O2
2KNO3 → 2KNO2 + O2
Химические свойства
При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.
1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.
1.1. Кислород реагирует с фторомс образованием фторидов кислорода:
O2 + 2F2 → 2F2O
С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.
1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:
S + O2 → SO2
Si + O
2 → SiO2
1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:
При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):
4P + 3O2 → 2P2O3
Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):
4P + 5O2 → 2P2O5
1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуяоксид азота (II):
N2 + O2 → 2NO
1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:
2Ca + O2 → 2CaO
Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:
2Na + O2 → Na2O2
А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущес-твенно надпероксид:
K + O2→ KO2
Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.
Цинк окисляется до оксида цинка (II):
2Zn + O2→ 2ZnO
Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:
2Fe + O2 → 2FeO
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
3Fe + 2O2 → Fe3O4
1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C + O2 → CO2
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 → 2CO
2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:
4FeS + 7O2→ 2Fe2O3 + 4SO2
Al4C3 + 6O2→ 2Al2O3 + 3CO2
Ca3P2 + 4O2
→ 3CaO + P2O5
2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:
-
летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды). При этом также образуются оксиды:
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2
Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
-
прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):
CS2 + 3O2→ CO2 + 2SO2
-
некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):
2CO + O2→ 2CO2
2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.
Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3
Кислород окисляет азотистуюкислоту:
2HNO2 + O2 → 2HNO3
2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
2CH4 + 3O2 → 2CO + 4H2O
CH4 + O2 → C + 2H2O
Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)
2CH2=CH2 + O2 → 2CH3-CH=O
-
Соединения кислорода с водородом. Кислород образует с водородом два соединения: оксид водорода – воду (Н2О) 2Н2 + О2 → 2Н2О
и пероксид водорода (Н2О2) 2H2O + O2 → 2H2O2
С водородом кислород образует воду Н2О. В процессе этой реакции выделяется значительное количество теплоты.
Смесь двух объемов водорода с одним кислорода при поджигании взрывается; она носит название гремучего газа.
С водородом кислород образует соединение – пероксид водорода Н2О2 – бесцветная прозрачная жидкость со жгучим вяжущим вкусом, хорошо растворимая в воде. В химическом отношении пероксид водорода очень интересное соединение. Характерна его малая устойчивость: при стоянии медленно разлагается на воду и кислород.
Свет, нагревание, присутствие щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряют процесс разложения. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода = - 1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0), поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства пероксида водорода выражены гораздо сильнее, чем восстановительные, и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах.
-
Применение в медицине и народном хозяйстве.
В медицинских и косметологических целях для обогащения организма кислородом применяют концентратор кислорода - прибор, предназначенный для проведения кислородотерапии:
-
- в реанимационных отделениях больниц и клиник в качестве источника чистого кислорода для оказания помощи больным бронхиальной астмой, хроническим обструктивным бронхитом, сердечно-сосудистыми заболеваниями, интоксикациях, удушьях при травмах, шоковых состояниях и нарушениях деятельности почек. -
- в стационаре и на дому для лечения больных, страдающих бронхолегочными и иными заболеваниями, которым жизненно необходим чистый воздух. -
- в санаториях, детских учреждениях, поликлиниках, в спортклубах, на дому и в стационаре для профилактики заболеваний, укрепления иммунитета и приготовления кислородных коктейлей.
Применение кислорода в народном хозяйстве:
-
В авиации применяют для дыхания (кислородные маски), для горения топлива (жидкий кислород). -
В металлургии - для резки металлов и сварки металлов -
На взрывных работах (пропитывают пористые материалы) -
В химическом производстве (для получения кислот)