25. Определение понятия «кислота». Приведите примеры неорганических и органических соединений обладающих этими свойствами и раскройте причину общности многих свойств

Кислоты — один из основных классов химических соединений. Они получили своё название из-за кислого вкуса большинства кислот, таких, как азотная или серная. По определению кислота — это протолит (вещество, участвующее в реакциях с переходом протона), отдающий протон в реакции с основанием, то есть веществом, принимающим протон. В свете теории электролитической диссоциации кислота — это электролит, при электролитической диссоциации из катионов образуются лишь катионы водорода.

По принадлежности к классам химических соединений

Неорганические Серная кислота H2SO4,Соляная кислота HCl

Органические: Уксусная кислота (этановая кислота)-CH3COOH,Муравьиная кислота (метановая кислота)-HCOOH

26. Чем объясняются аномальные свойства воды, а также универсальность воды как растворителя?

Плотность- Плотность воды является одним из её важнеёших свойств. Максимальную плотность пресная вода имеет при 4 град. С. При этой температуре один килограмм воды занимает минимальный объем. При понижении температуры от 4 град. С до 0 град. С плотность уменьшается, т. е. вода с температурой 4 град. С находится внизу, а более холодная поднимается наверх, где и замерзает, превращаясь в лед.

Плотность льда меньше плотности воды, поэтому лед плавает на поверхности, предохраняя воду от дальнейшего охлаждения.

В отличие от пресной воды, морская вода при охлаждении ведет себя иначе. Замерзает она не при 0 град. С, а при минус 1,8-2,1 град. С - в зависимости от концентрации растворенных в ней солей. Имеет максимальную плотность не при + 4 град. С, а при -3,5 град. С. Таким образом, она превращается в лед, не достигая наибольшей плотности. Если вертикальное перемешивание в пресных водоемах прекращается при охлаждении всей массы воды до +4 град. С, то в морской воде происходит даже при температуре ниже 0 град. С. Процесс обмена между верхними и нижними слоями идет непрерывно.

Зависимость удельной теплоемкости от температуры

При нагревании любого вещества теплоемкость неизменно повышается. Да, любого вещества, но не воды. С повышением температуры изменение теплоемкости воды аномально: от 0 до 37 град. С она понижается и только от 37 до 100 град. С теплоемкость все время растет. В пределах температур, близких к 37 град. С, теплоемкость воды минимальна. А ведь эти температуры - область температур человеческого тела! Физика воды в области температур 35-41 град. С (пределы возможных, нормально протекающих физиологических процессов в организме человека) констатирует вероятность достижения уникального состояния воды, когда массы квазикристаллической и объемной воды равны друг другу и способность одной структуры переходить в другую - максимальная.

Это замечательное свойство воды предопределяет равную вероятность течения обратимых и необратимых биохимических реакций в организме человека и обеспечивает "легкое управление" ими.

Теплоемкость воды, кстати, в два раза больше теплоемкости пара, а теплоемкость пара равна теплоемкости льда. Этим вода отличается от всех известных полярных и неполярных жидкостей.

Удельная теплоемкость воды составляет 4,1868 кДж/(кг-К), что почти вдвое превышает удельную теплоемкость таких веществ, как этиловый спирт (2,847), растительное масло (2,091), парафин (2,911) и многие другие. А это значит, что при нагревании на одинаковое количество градусов вода способна воспринять почти вдвое больше тепла, чем перечисленные жидкости. Но и при остывании вода отдает больше тепла, чем другие жидкости.

Аномально высокое значение имеет теплота парообразования воды. Эта величина более чем вдвое превышает теплоту парообразования этанола, серной кислоты, анилина, ацетона и других веществ. Поэтому даже в самое жаркое время вода испаряется крайне медленно, что способствует ее сохранению и, следовательно, сохранению жизни на Земле.

Исключительная способность воды растворять любые вещества

Как известно, вода растворяет любые вещества. Это связано с тем, что ее диэлектрическая проницаемость очень велика и составляет 81, в то время как для других жидкостей она не превышает 10. В соответствии с законом Кулона, сила взаимодействия двух заряженных частиц в воде будет в 81 раз меньше, чем, например, в воздухе, где эта характеристика равна единице. В этом случае прочность внутримолекулярных связей уменьшается в 31 раз, и под действием теплового движения молекулы диссоциируют с образованием ионов. Необходимо особенно отметить, что из-за исключительной способности растворять другие вещества вода никогда не бывает идеально чистой.

Исключительно высокое поверхностное натяжение

Из всех известных жидкостей только ртуть имеет более высокое поверхностное натяжение. Это свойство проявляется в том, что вода всегда стремится сократит свою поверхность.

Нескомпенсированные межмолекулярные силы поверхностного слоя воды, вызванные квантово-механическими причинами, создают внешнюю упругую пленку. Благодаря пленке многие предметы, будучи тяжелее воды, не погружаются в воду. Если, например, стальную иголку осторожно положить на поверхность воды, то иголка не тонет. А ведь удельный вес стали почти в восемь раз больше удельного веса воды! Всем известна форма капли воды. Высокое поверхностное натяжение позволяет воде иметь шарообразную форму при свобод ном падении.

Скорость звука в воде

Известна очень интересная особенность воды, связанная с распространением в ней звуковых волн. Скорость распространения звука в воде аномально высока, она превышает скорость его распространения в воздухе почти в 6 раз.

27. S- металлы. Изменение свойств s-металлов в таблице Менделеева. Роль s-металлов в биосфере.

1) Сходство. S-металлы 1/2 групп имеют на последнем энергетическом уровне 1/2 электрона соответственно. Предыдущий уровень полностью завершён и стабилен, и оказывает экранирующее действие на валентные электроны. В результате этого экранирующего действия S-металлы 1 и 2 групп являются самыми активными металлами (и одновременно восстановителями). Вследствие своей активности s-металлы встречаются только в виде соединений. Начиная с 4 периода начинается нарушение монотонного изменения свойств в результате появления (n-1)d-подуровня и скачкообразные изменения таких свойств, как t_пл и др. Особенности свойств лития и бериллия. Li и Be имеют особые свойства (меньшую химическую активность) из-за особого электронного строения (пред. слой из 2 электронов, внешние электроны находятся близко к ядру  Be амф. 2) Химические свойства s-металлов. Активные металлы без дополнительного инициирования взаимодействуют со всеми неметаллами с выделением большого количества энергии. С неметаллами: Кислород: 1 гр) 4Na+O_2 2Na₂O. 2 гр) 2Ba + O₂  2Ba₂O Li + O₂  Li₂O (менее активен). Образование оксидов характерно только для Li. (K, Rb, Cs) + O₂  Э₂O₂ (пероксид), (C, Ba) — пероксид, оксид. (Be, Mg) — только оксид. K + O₂  K₂O₄. Суперпероксид. Азот: 1 гр) Na + N₂  Na₃N 2 гр) Mg + N_{2 } (t)  Mg₃N_n. Водород: 2Na + H₂  2NaH Ca + H₂  CaH₂ CaH₂ + H₂O  Ca(OH)_2 + H₂. С водой: протекают бурно  Э(OH) + H_2 Цезий и рубидий взрываются.. Me + 2H₂O  2MeOР + H_2 . Me + 2H₂O  Me(OH)₂ + H_2 (кроме Be, Mg). Be(OH)₂ (амф) + 2HCl  BeCl + 2H₂O. Be(OH)₂ + 2NaOH  Na₂[Be²⁺(OH)₄]^2- + 4H₂O. Растворимость солей: Na⁺ + K₃[Sb(OH)₆]  Na₃[Sb(OH)₆] + 3K⁺. K⁺ + ClO₄  KCLO_4 Li⁺ + (F^-, PO₄^3-, CO₃^2-). Нет переменных степеней окисления ни у 1S, ни у 2S элементов  нет реакций с изменением степени окисления, но сами металлы являются восстановителями: TiO₂ + Ca  (t)  Ti + 2CaO. И ещё: Na₂O₂ + CO₂  Na₂CO₃ + O_2 ; Na₂O₂ + H₂O  NaOH + O_2 . Получение: Электролиз: только расплавов (электродный потенциал  -2). 2NaCl  Na + Cl₂. Исключение: Be, Mg. Металлотермия: только для Be и Mg. BeO + Mg  (t)  Be + MgO; BeO + C  (t)  Be + CO; MgO + C  Mg + CO. Применение: Li, Be, Mg используются в качестве добавок к редким сплавам и придают им свойство жаропрочности. Используются в атомной области (₆⁷Li + ₀¹n  ₁³T + ₂⁴He). B идёт на производство сплавов в космической технике, используется для инициирования ядерной реакции.

28. d-элементы первой и второй групп

1) Электронное строение 1 гр) Э [ ] (n-1)d⁹nS² 2 гр) Э [ ] (n-1)d¹⁰nS². Степень окисления +2. Несмотря на одинаковое строение внешних электронных оболочек, энергия ионизации для d-металлов куда выше, чем для соответствующих s-металлов. Это объясняется проникновением внешних s-электронов под экран (n-1) 10 электронов. Поэтому d-металлы химически гораздо более активны, чем соответствующие s-металлы. В подгруппе с ростом заряда ядра эффект проникновения усиливается, что приводит к ослаблению химической активности металла. Химические свойства. 1 гр) с O₂ не взаимодействуют. Только 2Cu + O₂  (high t)  2CuO c H₂O не вз 2 гр) Zn + O₂  ZnO с H₂O не взаимодействуют. Zn + H₂O  H₂ +Zn(OH)₂ Cu + Cl₂  CuCl₂. Кислотно-основные свойства. 1 гр) Cu(OH)₂ — основные свойства 2 гр) Zn(OH)₂ — амфотерен. Cu(OH)₂ + 2HCl  CuCl₂ + H₂O. C(OH)₂ + NaOH не идёт. Zn(OH)₂ + 2HCl  ZnCl₂ + H₂O. Zn(OH)₂ + NaOH  Na₂ZnO₂ + H₂O (or  Na₂[Zn(OH)₄]. Cd²⁺, Hg²⁺ + NaOH не идёт. Комплексообразование. CaSO₄ + 4NH₄OH  [Cu(NH₃)₄] + 4H₂O. Cu + 4HCl (конц)  H[Cu⁺Cl₂] + H₂. Ag⁺¹Cl  NH₄OH  [Ag(NH₃)₄]Cl + 2H₂O. AuCl₃ + HCl  H[AuCl₄]. ZnCl₂ + NH₄OH  [Zn(NH₃)₄]Cl₂ + H₂O. Окислительно-восстановительные свойства. Cu, Ag, Au + разб не идёт. Сu + H₂SO₄  (O₂)  CuSO₄ + H₂. Сu + 2H₂SO₄ (конц)  CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O. Cu + 8HNO₃  2NO + 3Cu(NO₃)₂ + 7H₂O. Ag + 2HNO₃ (конц)  NO₂ + AgNO₃ + H₂O. 3HCl + HNO₃  2Cl + NOCl + H₂O. Царская водка. 1 ст) Au + 3Cl  AuCl₃ AuCl₃ + HCl  H[AuCl₄] Au + 3HCl + HNO₃  H[AuCL₄] (раствор) Получение. Электролиз раствора. В лекции нет.

d-элементы III группы побочной подгруппы (Sc, Y, La)

Sc, Y, La  Усиление металлических свойств. Взаимодействие с O₂: 4Sс + 3O₂  2Sc₂O_3. Защитная плёнка (и для Y). 4La + 3O₂  La₂O₃. Порошкообразный, не защищает. При растворении в воде образуют гидроксиды: Me + 6H₂O  Me(OH)₃ + 3H₂. 8Sc + 30HNO₃  3NH₄NO₃ + 8Sc(NO₃)₃ + 9H₂O. Sc⁰ – 3e  Se³⁺; N⁺⁵ + 8e  N^-3. Амфотерность: Y, La, Ac — неамфотерны + NaOH не идёт. 2Sc + 2NaOH + 4H₂O  H₂ + 2NaScO₂. 2H⁺ + 2e  H₂; Se – 3e  Se³⁺. Растворимость: Растворимы: Э(NO₃)₃; Э(SO)₃; ЭCl₃; ЭBr₃. Нерастворимы: Э(OH)₃; ЭF₃; ЭPO₄; Э₂(C₂O₄)₃. Комплексообразование: Sc (КЧ = 6); Y (КЧ = 8); La (КЧ = 8/9). Реакции комплексообразования позволяют отделить некоторые элементы от других, неспособных образовывать комплекс в аналогичных условиях: Отделение Sc³⁺ от других Э³⁺. Отделение от других трёхвалентных элементов основано на том, что Sc способен образовывать комплекс с ионом F^-. ScF₃ + 3NH₄F  (NH₄)₃[ScF₆]^3- (раствор). (La/Y)F₃ + NH₄F₃ не идёт. Гидролиз. Э³⁺ — слабое основание: ЭCl₃ + H₂ + H₂O  Э(OH)CL₂ + HCl. Э{Y, La}. Получение. Термическое разложение: Y₂(C₂O₄)₃  (t)  Y₂O₃ + CO₂ + CO₃. Y₂(CO₃)₃  Y₂O₃  3CO₂ Металлотермия: кальцийтермия и магнийтермия 2YF₃ + 3Ca  (t)  2Y + 3CaF₂ Y₂O₃ + Mg  (t > t_плавл)  2Y + 3MgO Электролиз. Только расплава: LaCl₃  (t  850)  La + 3/2 Cl₂.