Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Ответ на первый вопрос должен включать изложение теоретических представлений, описывающих химическое поведение указанных соединений (реакционная способность, методы описания химической связи в соединениях и т.п.).

Вопрос 1

1. Соединения галогенов в степени окисления (-1), межгалогенные соединения, способы получения, химическое поведение, электронное и геометрическое строение молекул.

- Галогенводороды:

∆G(кДж/моль) HF -273; HCl -94,5; HBr -53,4; HI +1,78.

Е_связи(кДж/моль) HF 565; HCl 431; HBr 364; HI 297.

HF – слабая кислота (трудно разорвать связь), остальные – сильные (HI – самая сильная).

Восстановительные свойства НГ растут сверху вниз (Е˚_Г2/Г-(Эв) F 2,87 Cl 1,36 Br 1,065 I 0,536).

Хим. свойства: реакции с металлами, с основаниями.

Получение: реакция Г₂ с H₂S; гидратация РГ₃; реакция Г₂ с H₂.

Линейны.

ММО:

-Соли. Тут ничего интересного нам не рассказывали (да и нет его, интересного). Просто соединения с четкой ионной связью, можно сказать про кристаллическую решетку (NaCl; CsCl).

-Межгалогенные соединения: ГГ`_n n=1,3,5,7. 1: ClF; BrF(неуст.); IF(неуст.); BrCl(краснокор.); ICl(красн.); IBr (черн.).

3: ClF₃; BrF₃(желт); IF₃(желт, разл>-28˚C); ICl₃(желт, неуст, димер). 5: ClF₅; BrF₅; IF₅. 7: IF₇. Все соединения диамагнитны.

Хим. свойства:

• Галогенирующие агенты (ГГ`<sub>n</sub>+MetalMetalГ` + Г₂)

• Гидролиз (до НГ` и Г в положительных степенях окисления – кислородные соединения, полигалогенные кислоты итп)

• Кислотно-основные св-ва (все сводится к образованию либо межгал. катиона, либо аниона)

• Термическое разложение (KICl₄ KCl + ICl +Cl₂; ICl  I₂ + Cl₂)

Получение: прямое взаимодействие, либо из соединений, где Г уже в положительной степени окисления, либо под воздействием окислителей-напр. кислородных соединений или Г₂ (KClO₃ + KI + HCl  KICl₄ + H₂O)

Также существуют полигалогенидные катионы и анионы (они описаны выше).

Строение определяется методом Гиллеспи.

1. Основные типы соединений галогенов в высших степенях окисления, способы получения, химическое поведение, электронное и геометрическое строение молекул.

Основные степени окисления: +1; +3; +5; +7 (их НЕ существует у F; у Cl есть и четные)

- Межгалогенные соединения (см. выше)

- Кислородные соединения:

Получение: взаимодействие Г₂ с водой (получается Г^- и ГО^-, который диспр. на Г^- и ГО₃^-. V_{реакции}: I>>Br>Cl). 4KClO₃ = 3KClO₄ + KCl (400˚C); 6KOH_(конц) + 3Cl₂ = KClO₃ + 5KCl + 3H₂O.

Хим. св-ва:

• окислители (ClO^->ClO₃^->ClO₄^-; BrO₄^->BrO₃^-<BrO^-; H₅IO₆>IO₃^-<IO^-; ClO₃^-= BrO₃^-> IO₃^-; ClO₄^-< BrO₄^-< IO₄^-)

• Кислотные св-ва: чем выше ст. ок., тем сильнее кислоты,Cl>Br>I

• Диспропорционируют

Строение опять-таки методом Гиллеспи. Электронное строение суровое.

1. Соединения кислорода и родственные им соединения серы, способы получения, химическое поведение, электронное и геометрическое строение молекул.

O₂: окислитель, газ, не пахнет итд. Строение линейное. КС = 2. Получение из воздуха.

O₃: еще более сильный окислитель (окисляет аммиак до нитрата аммония), голубоватый газ с запахом. Строение уголковое (угол 116.8˚; l связи = 1.278 А). ∆Gобразования= 326кДж/моль. Получение из воздуха, при облучении кислорода жестким ультрафиолетом.

H₂O: ну что вы про нее не знаете? ∆Gобразования= -237,2 кДж/моль. Строение уголковое (104,5˚) Получение из простых веществ.

H₂O₂: тоже мощный окислитель. Строение – пропеллер (точечная группа C₂). Получают окислением изопропанола (побочный продукт - ацетон) или реакцией BaO₂ + H₂SO₄ → H₂O₂ + BaSO₄.

Оксиды. Получение – обычно синтез из простых веществ. Строение – вроде кристаллическая решетка.

Кислородосодержащие кислоты, основания. Способы получения различные. Из общих – оксиды с водой, либо щелочные металлы с водой.

Органика. Как только ее не получают!

S_n: существенно отличается от кислорода. Твердое вещество. S легко образует цепочки и циклы. Получение – из руды, добыча самородной серы.

H₂S: Газ. Воняет. ∆Gобразования= -33,8 кДж/моль. Не содержит водородных связей. Уголковое строение (92,2˚). Разлагается при 400˚С. Получение: из сульфида алюминия с водой или сульфида металла с соляной кислотой. Восстановитель.

Сульфиды. Твердые вещества. Получение: из простых веществ(Fe), из S и оксида (Cd), сульфат с углем (превращается в СО) (Na), сероводород с металлом (Ga), сероводород с MeHal (Zn), сероводород с основаниями. Строение – кристаллическая решетка.

Органика (аналоги спиртов точно есть)

1. Соединения серы, способы получения, химическое поведение, электронное и геометрическое строение молекул.

-Смотри выше.

-Кислородные соединения:

Кислотные оксиды SO₂;SO₃.

SO₂: бесцветный газ с запахом. Получают сжиганием сульфидов (напр железа), воздействием на сульфиты серной кислотой, воздействием концентрированной серной кислотой на малоактивные металлы (медь). Реагирует с водой, основаниями. Восстановитель (горит(катализатор – V₂O₅ и 450˚С), реагирует с водным раствором марганцовки, окисляется бромной водой). В присутствии сильных восстановителей может проявлять и окислительные свойства (СОCO₂+S, PH₃H₃PO₃+S). При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой дает NOHS. Из него получаются некоторые анионы, содержащие несколько атомов серы. Строение уголковое (119˚).

SO₃: легколетучая бесцв жидкость с удушающим запахом. Получение: горением SO₂(кат, температура), взаимодействием SO₂ с озоном, разложением сульфатов (Fe), взаимодействем SO₂ с NO₂. Бурно реагирует с водой, с основаниями, основными и амфотерными оксидами. Сильный окислитель, переходит в SO₂ (окисляет P до высшего оксида, KI до простого иода). Строение в конденсированном виде: цепи либо тримеры. В газообразном – плоская молекула.

Анионы: SO₃^2-(сульфит), SO₄^2-(сульфат), S₂O₃^2-(тиосульфат), S₂O₆^2-(дитионат), S₂O₄^2-(дитионит), S₂O₇^2-(пиросульфат), S₂O₈^2-(перосульфат), S₂O₅^2-(бисульфит)

Серная кислота. Разбавленная – проявляет обычные свойства кислот. Концентрированная – проявляет воотнимающие свойства либо окислительные.

2KMnO₄ + 2H₂SO₄ = Mn₂O₇ + 2KHSO₄ + H₂O

1. Соединения азота, способы получения, химическое поведение, электронное и геометрическое строение молекул.

N₂: газ, без цвета, без запаха. За счет своего электронного строения очень устойчив. Линеен. Получают из воздуха)

Отрицательные степени окисления:

NH_­3: газ, без цвета, с запахом. Обычно выступает в роли донора электронной пары (основание Льюиса). Константа автопротолиза равна 2*10^-33. Константа диссоциации (в воде) 1,8*10^-5. Восстановитель: горит, NH_­3+NaClON₂H₄+NaCl+H₂O (в р-ре NaOH), 3CuO + 2NH₄Cl → 3Cu + 3H₂O +2HCl + N₂. В жидком аммиаке щелочные металлы отдают электрон, что обеспечивает синюю окраску. Получается прямым синтезом из простых веществ.

N₂H_­4: Гидразин, жидкость. Константы диссоциации равны 8,5*10^-2 и 8,5*10^-15. Получают из аммиака (см. выше). Восстановитель (обычно окисляется до простого азота, но не всегда). N₂H_­4 + 4Сu(OH)₂ Cu₂O + N₂O + 6H₂O. Может быть восстановлен до аммиака сильными восстановителями вроде Zn, Ti³⁺.

NH_­2OH: Гидроксиламин, Tпл=33˚С. Константа диссоциации 2*10^-8. Нестабилен (3NH₂OH → N₂ + NH₃ + 3H₂O). Окисляется до N₂O и N₂ (напр. иодом). Восстанавливается до аммиака или аммония (напр. сероводородом). Получают HNO₃ + H_{атомарный} → NH₂OH + H₂O.

HN₃: Азоимид, легкокипящая жидкость (37˚С). Константа диссоциации 2,6*10^-5. Все соли неустойчивы в той или иной мере. Окислитель Cu + 3HNN₂ → Cu(NN₂)₂ + N₂ + H₃N; HN₃ + 3HCl → NH₄Cl + Cl₂ + N₂­. Получение 2NaNH₂ + N₂O → NaN₃ + NaOH + NH₃. Азиды магния и лития можно получить из простых веществ.

Положительные степени окисления (с кислородом)

N₂O: бесцветный газ. Получение NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O. Несолеобразующий. При нагревании проявляет свойства окислителя (реагирует с С и Н₂). С сильными окислителями ведет себя как восстановитель: 5N₂О + 8KMnO₄ + 7H₂SO₄ → 5Mn(NO₃)₂ + 3MnSO₄ + 4K₂SO₄ + 7H₂O. При нагреве разлагается до простых веществ.

NO: бесцветный газ, несолеобразующий. Легко димеризуется и окисляется до NO₂. Получается при прямом синтезе из простых веществ (при ударе молнией), 3Cu + 8HNO₃ (30 %) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O, легко получается при взаимодействии NO₂^- с Fe²⁺ или I^-

N₂O₃: бесцветный газ, солеобразующий. Получение 2HNO₃ (50 %) + As₂O₃ → NO₂↑ + NO↑ + HAsO₃; NO + NO₂ (<0˚C). Проявляет кислотные свойства (азотистая кислота и нитриты). Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства

NO₂: бурый газ, несолеобразующий. Склонен к димеризации. Получается из NO, при реакции Cu с конц. азотной кислотой, разложении нитрата свинца. Окислитель (Cu до нитрата, ZnCl₂ до нитрата). Диспропорционирует до нитрита и нитрита при взаимодействии с щелочами (NaOH).

N₂O₅: летучие кристаллы. Получается дегидратацией азотной кислоты (с помощью P₂O₅) или окислением NO₂ (озоном). Неустойчив. Сильный окислитель I₂ до I₂O₅, Na до нитрата (+ NO₂), Pb до нитрата.

Характеристики

Тип файла документ

Документы такого типа открываются такими программами, как Microsoft Office Word на компьютерах Windows, Apple Pages на компьютерах Mac, Open Office - бесплатная альтернатива на различных платформах, в том числе Linux. Наиболее простым и современным решением будут Google документы, так как открываются онлайн без скачивания прямо в браузере на любой платформе. Существуют российские качественные аналоги, например от Яндекса.

Будьте внимательны на мобильных устройствах, так как там используются упрощённый функционал даже в официальном приложении от Microsoft, поэтому для просмотра скачивайте PDF-версию. А если нужно редактировать файл, то используйте оригинальный файл.

Файлы такого типа обычно разбиты на страницы, а текст может быть форматированным (жирный, курсив, выбор шрифта, таблицы и т.п.), а также в него можно добавлять изображения. Формат идеально подходит для рефератов, докладов и РПЗ курсовых проектов, которые необходимо распечатать. Кстати перед печатью также сохраняйте файл в PDF, так как принтер может начудить со шрифтами.

Список файлов ответов (шпаргалок)