1

Физические и химические свойства цинка. Цинк - металл средней твердости. В холодном состоянии хрупок, а при 100-150 °С весьма пластичен и легко прокатывается в листы и фольгу толщиной около сотых долей миллиметра. При 250 °С вновь становится хрупким. tпл=419,5 С; tкип=906 С. На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:

2Zn + O₂ = 2ZnO.

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + Н₂,

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑,

Zn + H₂SO₄(разб.) = ZnSO₄ + H₂↑

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑,

Взаимодействие металлов с серной кислотой.

H2SO4(разб) + Ме (до Н) = Соль + Н2

Н2SO4(разб) + Ме (после Н) = не реагирует

H2SO4(конц.) + Ме (до Н) = Соль + Н2О +S ((H2S))

H2SO4(конц) + Ме (после Н) = Соль + Н2О+SO2

Fe, Al, Cr + H2SO4(конц) = X2O3+H2O+S пассивация.

Промышленное получение углекислого газа и кремния.

CaCO3(известняк)=CaO+CO2↑ 900-1200 C

SiO2+2C(кокс)=Si+2CO

Химические свойства галогеналканов.

Легко вступают в реакции замещения и отщепления.

Реакции нуклеофильного замещения:

СН3СН2Br+NaNO2→CH3CH2NO2(нитроэтан) +NaBr

СН3СН2Br+NH3→[СН3СН2NH3]Br(бромидэтиламмония)+NH3=СН3СН2NH2(этиламин)+NH4Br

СН3СН2Br+NaOH→(H2O) СН3СН2OH(этанол)+NaBr

Реакция отщепления:

СН3СН2Br+KOH(тв)→(спирт, t, C2H5OH) C2H4+KBr+H2O

Химические свойства оксида и гидроксида цинка.

ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O

ZnO+C=Zn+CO

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O

ZnO+Na2CO3=Na2ZnO2+CO2

ZnO+H2SO4(разб)=ZnSO4+H2O

Zn(OH)2+2NaOH=Na2Zn(OH)4

Zn(OH)2+HCl=ZnCl2+H2O

Zn(OH)2+H2SO4=ZnSO4+H2O

Zn(OH)2+HNO3+Zn(NO3)2+ H2O

2

Взаимодействие неМе с серной кислотой.

С+2H2SO4(k)→CO2+2SO2+2H2O 2P⁰ +H2S⁺⁶ O4(k)→2H3PO4+SO2+2H2O S⁰ +2H2S⁺⁶ O4(k)→(t)SO2+2H2O

Промышленное получение оконного стекла.

Na2CO3+CaCO3+6SiO2=Na2O*CaO*6SiO2+2CO2↑ 1500 C

Na2SO4+C+CaCO3+6SiO2= Na2O*CaO*6SiO2+CO2↑+SO2↑+ CO↑ 1500 C

Химические свойства альдегидов и кетонов.

CH3COCH3(ацетон, кетон)→(H2,t) CH3CHOHCH3(2-пропанол)

СH3COH→(KMnO4, H2SO4) CH3COOH

CH3COH→([Ag(NH3)]OH) CH3COONH4+Ag

Химические свойства железа.

3Fe + 2O₂ = Fe2O3 • FeO

4Fe + 3О₂+ 6Н₂О = 4Fe(ОН)₃

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Fe + 2Cl = FeCl₂ + H₂ 

Графит. Алмаз.

Графит-уголь(каменный, древесный), сажа. Аллотропная модификация углерода. Структура слоистая. Представляет собой правильный шестиугольник.

Алмаз-минерал, аллотропная модификация углерода. Очень твердый минерал, малолетуч, химически инертен.

Химические свойства карбоновых кислот. Понятие об аминокислотах.

Реагирует с металлами до Н.

CH3COOH+Na→CH3COONa+H2

CH3COOH+NaOH→CH3COONa+H2O

CH3COOH+Na2CO3→ CH3COONa+H2O+CO2

CH3COOH+CH3CH2OH(изб)→H2SO4=CH3COOCH2CH3+H2O

CH3COOH+CuO→(CH3COO)2Cu+H2O

Аминокислоты-орг. соединения, которые использует природа для построения сложных биологических структур.

Известно 22 аминокислоты в природе. Половина из них может синтезироваться в организмах животных и людей, половина-нет.

Химические свойства оксида железа(3).

Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O

Fe2O3+Na2CO3=2NaFeO2+CO2

Fe2O3+2NaOH=2NaFeO2+H2O

Fe2O3+3H2=2Fe+3H2O

3

Взаимодействие металлов с азотной кислотой.

HNO3(конц)+ Ме(Все кроме благородных)=Соль + H2О + NO2

HNO3(конц)+ Fe, Al, Cr=Х2О3 + H2О +NO2

HNO3(разб)+Ме(до Н)=Соль + H2О + N2O, N2

HNO3(разб)+Ме( после Н)= Соль + H2О + NO

HNO3(оч.разб)+Ме(до Н)=Соль + H2О + NH4NO3

Графит. Алмаз.

Графит-уголь(каменный, древесный), сажа. Аллотропная модификация углерода. Структура слоистая. Представляет собой правильный шестиугольник.

Алмаз-минерал, аллотропная модификация углерода. Очень твердый минерал, малолетуч, химически инертен.

Жиры и мыла.

Жиры, или триглицериды — природные органические соединения, полные сложные эфиры глицерина и одноосновных жирных кислот; входят в класс липидов. В живых организмах выполняют структурную, энергетическую и др. функции.

Состав жиров отвечает общей формуле: CH₂-O-C(O)-R¹ | CH-О-C(O)-R² | CH₂-O-C(O)-R³, где R¹, R² и R³ — радикалы (иногда различных) жирных кислот.

Мы́ло — растворяющаяся в воде моющая масса (кусок или густая жидкость), получаемая взаимодействием жиров и щелочей.

В химическом отношении основным компонентом твёрдого мыла являются смесь растворимых солей высших жирных кислот. Обычно это натриевые, реже  калиевые и аммониевыесоли таких кислот как стеариновая, пальмитиновая, миристиновая, лауриновая и олеиновая.

Физические и химические свойства алюминия.

Самый распр. в мире металл. Открыл Эрстед в 1825 г. Входит в состав алюмосиликатов, из которых образована земная кора.

Серебристый, белый металл. tпл=660 С. Мягкий, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу. Легкий, но прочный, прекрасный проводник электрического тока, устойчивый к коррозии. Обладает высокой теплопроводностью, нетоксичен.

4Al+3O2=t=2Al2O3

2Al+3S=t>200=Al2S3 (единственный метод получения сульфита)

4Al+3C=1500=Al4C3

2Al+3Cl2=2AlCl3

8Al+3Fe3O4=2000=4Al2O3+9Fe

2Al+6HCl=2AlCl3+H2

2Al+30HNO3(разб)=8Al(NO3)3+3(NH)2NO3+9H2O

2Al+6NaOH+6H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2

Получение натрия, соды методом Сольве.

NaCl(расплав)=эл-з=Na(на катоде)+1/2Cl(на аноде)

4NaOH(расплав)=эл-з=4Na(на катоде)+2H2O +О2(на аноде)

NaCl+CO2=кат=Na+Cl2

NaCl(насыщен. раствор)+NH3+CO2+H2O=NaHCO3(питьевая сода)+NH4Cl

2NaHCO3=t=Na2CO3(сода)+СО2+H2O

4

Физические и химические свойства серы.

Се́ра — Проявляет неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. Светло-жёлтое хрупкое твёрдое вещество, в чистом виде без запаха.

t_пл = 119,3 °C, t_кип = 444,674 °C.

S + Na = Na₂S 2S + C(графит) = CS₂

S + 3F₂ = SF₆ S + 2H₂SO₄(конц.) = 2SO₂↑ + 2H₂O S + 6HNO₃(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

3S + 6KOH(конц.) = 2K₂S^−II + K₂S^IVO₃ + 3H₂O

Na2S+2S=Na2S2

Химические свойства алканов.

СH₄+Cl₂→CH₃Cl+HCl галогенирование

RH + HNO₃ → RNO₂ + H₂OНитрирование

С₅H₁₂+8O₂→5CO₂+6H₂O горения

CH₃-CH₃ → CH₂=CH₂ + H₂ дегидрирование (этан в этен)  400—600 °C, катализаторы — Pt, Ni, Al₂O₃, Cr₂O₃

Промышленное получение простого и двойного суперфосфатов.

Сa3(PO4)2(изб)+2H2SO4=Ca(H3PO4)2+2CaSO4 простой

Сa3(PO4)2+4H3PO4=2Ca(H2PO4)2 двойной

Физические и химические свойства кремния.

Кремний второй по распространенности на Земле элемент. В чистом виде нет в природе. tпл=1415 С, tкип=3250 С.

твёрдость кремния значительно меньше, чем алмаза. Кремний хрупок, только при нагревании выше 800 °C он становится пластичным веществом.

Si+2NaOH+H2O=t=Na2SiO3+2H2

Si+4HF=t=SiF4=2H2

Si+18HF+HNO3=t=3H2[SiF6]+4NO+8H2O

Si+O2=t=SiO

Si+2F2=t=SiF4

Si+2Cl2=t=SiCl4

Si+2S=t=SiS2

Si+C(гр)=t=SiC(карборунд)

Si+2Mg=t=Mg2Si

Промышленное получение едкого натра и алюминея.

2NaCl+2H2O=электролиз=2NaOH+H2(катод)+Сl2(анод)

5

Химические свойства алкенов.

C3H6+Br2→(ССl) CH3-CH-CH2 1.2-дибромпропан

| |

Br Br

C3H6+HBr→ CH3-CH-CH3

|

Br

C3H6+H-O-H→(H2SO4) CH3-CH-CH3

|

OH

C3H6+H2→(Ni,t) CH3CH2CH3

Белый, красный и черный фосфор.

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P₄. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей.  Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит.

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Р_n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии - тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут).

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 годуамериканским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·10⁵ Па.

6

Физические и химические свойства щелочных металлов.

1 группа щелочные металлы. Называются щелочными т.к. эти металлы и их оксиды с водой образуют щелочи. Они очень реакционноспособные, поэтому в чистом виде не встречаются. Получение-электролиз.

Усиливаются металлические свойства, радиус атома, восстановительные свойства в ряду Li, Na, K,Rb, Cr, Fr. Температура плавления и кипения, наоборот, падает. Они мягкие, обладают низкими температурами плавления и кипения. Это серебристо-белые металлы. Хранят Li,Na,K в герметичной таре под слоем керосина. Rb, Cs в стеклянных запаянных ампулах. Окрашивают пламя газовой горелки: Li-малиновый, Na-желтый, K, Rb, Cs-розово-фиолетовый.

Реагируют с сухим водородом.

2Na+H2=t=2NaH(гидрид натрия)

C кислородом.

Li Li2O

Na + O2= Na2O2

K, Rb, Cs KO2, RbO2, CsO2

C избытками металла образуют оксиды.

Na2O2+2Na=2Na2O

C водой.

2Na+2H2O=2NaOH+H2

Получение оксида азота(2), (4), азотной кислоты.

N2+3H2=t,p,Fe=2NH3

4NH3+5O2=Pt-Rb,t=4NO+6H2O

2NO+O2=2NO2

4NO2+O2+H2O=4HNO3 азотная кислота

3Сu+8HNO3(разб)=3Cu(NO3)2+2NO+3H2O

2NaNO2+2NaJ+2H2SO4=Na2SO4+2H2O+2NO+J оксид азота 2

Сu+4HNO3(конц)=NO2+Cu(NO3)2+2H2O оксид азота 4

Химические свойства алкинов.

Br Br

| |

С3H4+Br2 →(CCl) CH3-C=CH→CH3-C-CH

| | | |

Br Br Br Br

J

|

С3H4+HJ→CH3-C=CH2→CH3-C-CH3

| | |

J J J

С3H4+H-O-H→(H2SO4,HgSO4) CH3-C=CH2(енол)→CH3-C-CH3(кетон, ацетон)

| ||

OH O

С3H4+H2→(Pd,PbO,CaCO3) CH3-CH=CH2 пропен

С3H4+H2→(Ni) CH3-CH2-CH3 пропан

7

Физические и химические свойства меди.

Медь — золотисто-розовый пластичный металл, на воздухе быстро покрывается оксидной плёнкой, которая придаёт ей характерный интенсивный желтовато-красный оттенок. Тонкие плёнки меди на просвет имеют зеленовато-голубой цвет. Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Существует ряд сплавов меди: латуни — с цинком, бронзы — с оловом. tкип=2540 , tпл=1084,5.

Сu + 8HN0₃(разб) = 3Cu(N0₃ )₂ + 2NO + 4Н₂0 Сu + 4HN0₃ (конц)= Cu(N0₃)₂ + 2N0₂+ 2Н₂0 Сu+ 2H₂S0₄(конц) = CuS04 + S0₂ + 2 Н₂0

2 Сu + O₂ =2CuO

Cu+S=CuS

Cu+Cl2=CuCl2

2Cu+H2O+CO2+O2=Cu2CO3(OH)2

2Cu+2NO=(500-600 C) 2CuO+N2

2Cu+S=(300-400 C) CuS2

4Cu+SO2=(600-800 C) Cu2S+2CuO

Физические и химические свойства хлора.

Хлор зеленый газ с резким запахом. Ядовит. tкип=101 С, tпл=-34 С

Cl2+H2O=HCl+HClO

Cl2+H2=(hv) 2HCl

Cl2+2NaJ=2NaCl+J2

Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

Cl2+6NaOH=5NaCl+NaCLO3+3H2O

Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+CaCLO2+2H2O

Промышленное получение фосфорной, серной кислоты.

1)Контактный метод

4FeS2+11O2= (t) 2Fe2O3+8SO2

SO2+1/2O2=(V2O5) SO3

SO3+H2O=(H2SO4) H2SO4

2)Нитрозный метод

4FeS2+11O2= (t) 2Fe2O3+8SO2

SO3+NO2=SO3+NO

SO3+H2O=(H2SO4) H2SO4

1)Экстракционный метод

Ca3(PO4)2+3H2SO4(50% изб)=3CaSO4+2H3PO4

2)Термический метод

Ca3(PO4)2+5C+3SiO2=(1500 C) 3CaSiO3+5CO+P2

2P2=(окисление) P4

P4+5O2(изб)=(t) P4O10

P4O10+6H2O(изб, гор)=(t) 4H3PO4

8

Химические свойства бензола.

2С₆Н₆ + 15О₂   12СО₂ + 6Н₂О.

t, Pt. бензол→циклогексан

С6H6+Br2→(FeBr3) C6H5-Br +HBr бромбензол

C6H6+HNO3(конц)→ (H2SO4 конц) С6H5-NO2 нитробензол

C6H6+H2SO4(конц)←→ (t) C6H5-SO3H+H2O бензолсульфакислота

С6H6+CH3CH2Cl→( AlCl3, t) C6Н5 CH2CH3+HCl этилбензол

O O

|| ||

C6H6+CH3-C -Cl→(AlCl3, t) C6H5- C=CH3 метилфенилкетон.

Физические и химические свойства алюминия.

Самый распр. в мире металл. Открыл Эрстед в 1825 г. Входит в состав алюмосиликатов, из которых образована земная кора.

Серебристый, белый металл. tпл=660 С. Мягкий, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу. Легкий, но прочный, прекрасный проводник электрического тока, устойчивый к коррозии. Обладает высокой теплопроводностью, нетоксичен.

4Al+3O2=t=2Al2O3

2Al+3S=t>200=Al2S3 (единственный метод получения сульфита)

4Al+3C=1500=Al4C3

2Al+3Cl2=2AlCl3

8Al+3Fe3O4=2000=4Al2O3+9Fe

2Al+6HCl=2AlCl3+H2

2Al+30HNO3(разб)=8Al(NO3)3+3(NH)2NO3+9H2O

2Al+6NaOH+6H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2

Получение углекислого газа.

CaCO3(известняк)=CaO+CO2↑ 900-1200 C

СаCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ ↑ +H₂O

Строение бензола.

Молекула C6H6 имеет плоское шестиугольное строение. Все атомы С находятся в sp²-гибридном состоянии. Углы между всеми связями 120 градусов, и все связи имеют равную длину. У каждого С остается по одному р-элементу, они все оказываются поделенными между всеми 6-ю атомами С.

Элементы равномерно распределены в поле 6 атомов С-делокализация. Это сопровождается выделением дополнительной энергии, которая называется энергией сопряжения 150кДж/моль. Это обуславливает высокую устойчивость кольца.

9

Химические свойства оксида железа 3 и гидроксида железа 3.

Fe2O3+Na2CO3=2NaFeO2+CO2

Fe2O3+2NaOH=2NaFeO2+H2O

Fe2O3+3H2=(100 C) 2Fe+3H2O

Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O

Fe2O3+3H2O+3H2O=2[Fe(H2O)6]

Fe(OH)₃ + 3КОН → K₃[Fe(OH)₆].

2Fe(OH)₃ =(t) Fe₂O₃+3H₂O

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3H= Fe³⁺ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + OH= [Fe(OH)₄]

Взаимодействие неметаллов с серной кислотой.

Химические свойства водорода.

H2газ+F2газ=(н.у. в темноте) 2HFгаз

H2газ+Cl2газ=(hv) 2HClгаз

2H2газ+O2газ=(Pt) 2H2Oгаз

3H2+N2=(450-500 C, Fe, p) 2NH3

H2+Cкокс=(600 C, p, Pt) CH4

H2+Cкокс=(2000 C) C2H4

H2+2Na=(300 C) 2NaH

Реакция Фриделя-Кравтса на примере бензола.

O O

|| ||

C6H6+CH3-C-Cl→(AlCl3, t) C6H5-C-CH3

ацитилхлорид метилфенилкетон

Реакции присоединения воды к алкенам и алкинам.

CH3-CH=CH2+H2O→(H2SO4) CH3-CH-CH3

|

OH

HC≡CH+H2O→(H2SO4, HgSO4) CH2=CH-OH→CH3-C=O

|

H

1.Хим.св-ва оксида железа(II):

FeO+2HCl=FeCl2+H2O; FeO+4HNO3=Fe(NO3)3+NO2+2H2O; FeO+4NaOH=Na4FeO3+2H2O

2.Физич.и химич.св-ва кислорода. Бесцветный газ, в жидком состоянии - светло-голубой, в твердом - синий.Составная часть воздуха: 20,94% по объему, 23,13% по массе. Из жидкого воздуха кислород выкипает после азота N2.На воздухе поддерживает горение многих веществ. Малорастворим в воде (31 мл/ 1 л Н2О при 20 °С), но несколько лучше, чем N2. При комнатной температуре обладает малой химической активностью из-за прочной двойной связи в молекулах. Сильный окислитель при нагревании, реагирует с большинством металлов и неметаллов: O2 + 2Mg = 2MgO; O2 + S = SO2.Вызывает ржавление (медленное окисление) железа. 3Fe + 2O2 = Fe3O4; 4К + О2 = 2К2О ( KO2); Ba + O2 = BaO2; В кислороде горят также сложные вещества с образованием соответствующих оксидов:CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

10

3.Устран-е врем. и пост. жесткости воды.

Врем:.-кипячение: Ca(HCO3)2=CaCO3↓+CO2↑+H2O

пост: фосфатами, содой,с использ. катионов: MgSO4+Na3PO4=Mg3(PO4)2↓+Na2so4; CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaCl; MgCl2+Ca(OH)2=Mg(OH)2↓+CaCl2; 2RH+Ca=R2Ca+2H

4. Структурн.изомеры-вещ. имеют одинаковые молекулярн. формулы, но различный порядок связи атомов в молекуле, т.е различ. структурн. формулы. Пр: C4H10 : CH3-CH2-CH2-CH3 -,бутан и

CH3-CH-CH3 -2-метилпропан

|

CH3

1.Хим.св-ва оксида хрома(III) и гидроксида хрома(III):

Относится к группе амфотерных оксидов. В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(III):

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O, Cr2O3 + 6H+ + 9H2O → 2[Cr(H2O)6]3+.

При сплавлении со щелочами и содой даёт растворимые соли Cr3+ (в отсутствие окислителей):

Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O,Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2↑.в щелочной среде он окисляется до хромата:Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2↑.,

а сильные восстановители его восст:Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr.

2Cr(ОН)3+3H2SO4=Cr2(SO4)3+6Н2О так и в щелочах с образованием гидроксихромитов: Cr(OH)3+NaOH=Na3[Cr(OH)6].При сплавлении Cr(ОН)3 с щелочами образуются метахромиты и ортохромиты:Cr(ОН)3+NaOH=NaCrO2+2Н2O Cr(ОН)3+3NaOH=Na3CrO3+3Н2О.При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III):2Cr(ОН)3=Cr2O3+3Н2O.

2.Взаимод-е мет. с H2SO4:

H2SO4(разб): с мет. до Н: Н2↑, после Н –не реаг;

H2SO4( конц): с мет до Zn: H2S,S, после Zn:SO2↑ (с Au,Pt не реаг);

Пассивация Al и Fe в холодн H2SO4(конц); Ag+H2SO4(конц)=AgSO4+SO2↑+2H2O; 4Zn+5H2SO4(конц)=H2S↑+4ZnSO4+4H2O; Al+H2SO4(разб)=H2↑+Al2(SO4)3; 2FeO+4H2SO4(к)=Fe2(SO4)3+SO2+4H2O; Al+H2SO4(K)=Al2(SO4)3+H2S↑+H2O.

3.Химич.св-ва водорода.

Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:CuO + H2 = Cu + H2O,Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4Н2О; С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:Н2 + Cl2 = 2НСl; с фтором взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реаг. лишь при освещении или нагревании, а с I только при нагревании. С N Водород взаимодействует с образованием аммиака:ЗН2 + N2 = 2NН3;

Нагреван:Н2 + S = H2S (сероводород); 2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан); реагирует с некот.мет. (щелочными, щелочноземельными и др), образуя гидриды:Н2 + 2Li = 2LiH; реакции Н с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН3ОН и другие. Ненасыщ.углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например:СnН2n + Н2 = СnН2n+2.

4.Геометрическая изомерия

- ЦИС-ТРАНС-ИЗОМЕРИЯ, один из видов пространственной изомерии химических соединений; заключается в возможности расположения заместителей по одну (цис-изомер) или по разные стороны (транс-изомер) плоскости двойной связи (С = С, С = N) или неароматического цикла (напр., циклогексана).

11.1

1.Поведение дихромата калия с восстановителями в различных средах.K2Cr2(+6)O7+3Na2SO3+4H2SO4=Cr2(+3)(SO4)3+3Na2SO4+K2SO4+4H2O-в кисл.среде K2Cr2o7 восст.до Cr2(so4)3 и K2SO4, SO3 окисл.до SO4.

2Pb(NO₃)₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂O = 2PbCrO₄↓ + 2KNO₃ + 2HNO_3; K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

2.Взаимодействие мет.с HNO3: HNO3(к)+актив.Ме=N2O;

HNO3(к)+малоактив.Ме=NO2;

HNO3(к)+Fe,Al,Cr=пассивация Ме.

HNO3(p)+актив.Ме=NH4,NO3,N2;

HNO3(p)+малоактив.Ме=NO.

Пр: Cu+4HNO3(K)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O;

3Cu+8HNO3(P)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H20;

5Zn+12HNO3(P)=5Zn(NO3)2+N2O↑+6H2O;

Al+HNO3(K)=(t)Al(NO3)3+N2O↑+H2O;

Al+HNO3(P)=Al(NO3)2+N2↑+H2O;

Al+HNO3(оч.pазб)=Al(NO3)3+NH4NO3+H2O.

3.Хим. св-ва щелочных

(т.к.с водой образуют щелочи)металлов (Li,Na,K,Rb,Cs,Fr): 1)с сухим водородом:2Na+H2=(t)2NaH(гидрид Na);2)c кислородом энергично:Li+O2=Li2O, Na+O2=Na2O2(пероксид);K,Rb,Cs+O2=KO; с изб.мет.образуются оксиды:Na2O2+2Na=2Na2O.

3)с водой: 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑.(Li-реаг.медленно,Na-энергично,K-с воспламенен,Rb-со взрывом,Cs-даже при t=-108). Оксиды энергично: Na2O+H2O=2NaOH, гидриды энергично:NaH+H2O=NaOH+H2O.

4.Алканы.Хлорир.,бромиров-е.

Алканы-углеводороды,в котор. между всеми атомами углерода связи одинарные и имеющие общую ф-лу CnH2n+2.Малая реакционная способн. Хлорирование:механизм р-ции-свободнорадикальная цепная р-ция:а)инициирование цепи: Cl∙ƚ∙Сl→Cl∙ + ∙Cl; б)зарождение цепи-Сl атакует метан медленно:Cl+H∙ƚ∙CH3→HCl+∙CH3; в)рост цепи:радикал-метил.быстро: ∙СН3+Сl∙—∙Cl→CH3Cl(хлорметан)+ ∙Сl; г)обрыв цепи: ∙Сl+∙Cl→Cl2, ∙CH3+ ∙Cl→CH3Cl, ∙CH3+ ∙CH3→CH. Р-ция хлорир. приводит к смеси изомеров моногалогеналканов. Пр.: пропан СH3-CH2-CH3+Cl2→(hv,-HCl) CH3CH2CH2Cl(хлорпропан45%)+CH3-C(вниз-Cl)H-CH3(2-хлорпропан55%)идет замещ.и при первичн. и при вторичн. атоме углерода.при этом получ.изомеры примерно в одинак кол-ве.связи СН имеют различ реакц способность. Относит. реакц. способн. связей С-Н при хлор-ии 1:3,7:5,1. Бромирование-селективный пр-сс,приводит к образованию в значит-но большем кол-ве одного продукта(основного) по сравнению с образовавшимися другими(побочными).Пр:СH3-CH2-CH3+Br2→(hv,-HBr)CH3-C(вниз-Br)H-CH3(2-бромпропаноно97%)+CH3CH2CH2Br(1-бромпропан3%).относит.реакц.спос-ть связиС-Нпри бромир:1:82:1440.чем ниже активность реагента,тем селективней идет р-ция.реакц.спос-ть галогена уменьш. В ряду:F2>Cl2>Br2>I2.

11.2

1.Поведение KMnO4 с восст-лями в различ.средах.

2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4=2MnSO4+5Na2SO4+3H2O в кислой среде KMn(+7)O4 восст-ся до Mn(+2)SO4,а SO3(+4) окис-ся до SO4(+6); 2KMnO4+3Na2SO3+2H2O=2MnO2↓+2KOH+3H2SO4 в нейтр.среде SO3(-2) окисл. до SO4(-2),а KMnO4 восст. до КОН и MnO2; 2KMnO4+Na2SO3+2КОH=2К2MnO4+Na2SO4+H2O –в щелоч.среде KMn(+7)O4 восст-ся до KMn(+6)O4, SO3(+4) до SO4(+6).

2. Промышленное получение азотной к-ты.

4NO2+O2+2H2O=4HNO3; KNO3+H2SO4(K)=(t)+HNO3;

NO2+H2O=HNO3+NO.

3.Хим.св-ва гидроксида Аl. Al(OH)3+3NaOH(p-p)=Na3[Al(OH)6]; Al(OH)3+NaOH(спл)=NaAlO2+H2O;

Al(OH)3+HCl=AlCl3+H2O; Al(OH)3=(t)Al2O3+H2O-получение Al2O3 в лаб.

4.Реакция этерификации.Понятие о сложных эфирах.

CH3C=O →(CH3CH2OH(изб),H2SO4) ↔CH3C=O

| |

OH OCH2CH3+H2O этилацетат

СЛОЖНЫЕ ЭФИРЫ – класс соединений на основе минеральных (неорганических) или органических карбоновых кислот, у которых атом водорода в НО-группе замещен органической группой R. Примеры:

Номенклатура.Название создается следующим образом: вначале указывается группа R, присоединенная к кислоте, затем – название кислоты с суффиксом «ат» (как и в названиях неорганических солей: карбонат натрия, нитрат хрома). Примеры:

1.Поведение дихромата калия с восстановителями в различных средах.

K2Cr2(+6)O7+3Na2SO3+4H2SO4=Cr2(+3)(SO4)3+3Na2SO4+K2SO4+4H2O-в кисл.среде K2Cr2o7 восст.до Cr2(so4)3 и K2SO4, SO3 окисл.до SO4.

2Pb(NO₃)₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂O = 2PbCrO₄↓ + 2KNO₃ + 2HNO_3; K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

2.Взаимодействие неметаллов с азотной кислотой. При окис-ии немет. HNO3(K) воост-ся доNO3:

S+6HNO3(K)=H2SO4+6NO2↑+2H2O; P+5HNO3(K)=H3PO4+5NO2↑+H2O

разб. до NO: S+2HNO3(P)=H2SO4+2NO↑; 3P+5HNO3(p)+2H2O=3H2PO4+5NO↑.

12

3.Хим. св-ва щелочных(т.к.с водой образуют щелочи)металлов (Li,Na,K,Rb,Cs,Fr):

1)с сухим водородом:2Na+H2=(t)2NaH(гидрид Na);

2)c кислородом энергично:Li+O2=Li2O, Na+O2=Na2O2(пероксид);K,Rb,Cs+O2=KO; с изб.мет.образуются оксиды:Na2O2+2Na=2Na2O.

3)с водой: 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑.(Li-реаг.медленно,Na-энергично,K-с воспламенен,Rb-со взрывом,Cs-даже при t=-108). Оксиды энергично: Na2O+H2O=2NaOH, гидриды энергично:NaH+H2O=NaOH+H2O.

4.Реакция Кучерова(гидратация) на примере ацетилена и пропина:

Катализаторы реакции Кучерова — обычно соли ртути (Hg2+). Р. Кучерова лежит в основе промышленного способа получ ацетальдегида из ацетилена; открыта русским Кучеровым в 1881. В данный момент почти не применяется, из-за вредности катализатора.

Ацетилен: CH≡CH + H₂O → CH₂=CH(OH) → CH₃-CHO

Пропин: C3H7+H2О=H2+CO2

1.Поведение KMnO4 с восст-лями в различ.средах.

2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4=2MnSO4+5Na2SO4+3H2O в кислой среде KMn(+7)O4 восст-ся до Mn(+2)SO4,а SO3(+4) окис-ся до SO4(+6); 2KMnO4+3Na2SO3+2H2O=2MnO2↓+2KOH+3H2SO4 в нейтр.среде SO3(-2) окисл. до SO4(-2),а KMnO4 восст. до КОН и MnO2; 2KMnO4+Na2SO3+2КОH=2К2MnO4+Na2SO4+H2O –в щелоч.среде KMn(+7)O4 восст-ся до KMn(+6)O4, SO3(+4) до SO4(+6).

2. Промышленное получение азотной к-ты. 4NO2+O2+2H2O=4HNO3; KNO3+H2SO4(K)=(t)+HNO3;

NO2+H2O=HNO3+NO.

3. Химические свойства оксида марганца(4).

окисляет конц. соляную кислоту до хлора: 4HCl + MnO2 →(t) MnCl2 + 2H2O + Cl2↑.

С серной и азотной кислотами MnO2 разлагается с выделением кислорода:

2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + O2 + 2H2O.

При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn7+ и Mn6+: 3MnO2 + KClO3 + 6KOH → 3K2MnO4 + KCl + 3H2O.

Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, при окислении сернокислого раствора соли MnSO4 перманганатом калия в присутствии серной кислоты образуется чёрный осадок соли Mn(SO4)2: 2KMnO4 + 8H2SO4 (конц.) + 3MnSO4 = 5Mn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O

При сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли манганиты: MnO2 + CaO → CaMnO3.

Является катализатором разложения пероксида (перекиси) водорода:

2H2O2 →(катализатор) 2H2O + O2↑.

4.Химические свойства спиртов.

(HBr,H-Г; -H2O) CH3CH2Br(бромэтан)

(Na) CH3CH2ONa+H2

(t=180,H2SO4(K), -H2O) CH2=CH2(этилен)

CH3CH2OH(этанол) → (t=140,H2SO4конц, -H2O) CH3CH2OCH2CH3(диэтиловый эфир)

(Al2O3, t=450, -H2O) CH2=CH2

(t=350,Al2O3, -H2O), CH3CH2OCH2CH3(этоксиэтан(диэтиловый эфир)

Со щелочь. спирты реаг. при усл:тверд.щелочь и кипяч-е, р-я обратима.

Окисл-е: (этанол) СH3CH2OH→CH3-C=O(этаналь)→CH3C=O(этановая к-та-уксусная)

\ \

H OH

Дегидрирование: СH3CH2OH →(Cu,t=300, -H2) CH3C=O. (спирт→альдегид)

\

H

13

1.Хим.св-ва оксида хрома(III) и гидроксида хрома(III):

Относится к группе амфотерных оксидов. В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(III):

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O, Cr2O3 + 6H+ + 9H2O → 2[Cr(H2O)6]3+.

При сплавлении со щелочами и содой даёт растворимые соли Cr3+ (в отсутствие окислителей):

Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O,Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2↑.в щелочной среде он окисляется до хромата:Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2↑.,

а сильные восстановители его восст:Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr.

2Cr(ОН)3+3H2SO4=Cr2(SO4)3+6Н2О так и в щелочах с образованием гидроксихромитов: Cr(OH)3+NaOH=Na3[Cr(OH)6].При сплавлении Cr(ОН)3 с щелочами образуются метахромиты и ортохромиты:Cr(ОН)3+NaOH=NaCrO2+2Н2O Cr(ОН)3+3NaOH=Na3CrO3+3Н2О.При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III):2Cr(ОН)3=Cr2O3+3Н2O.

2.Взаимод-е мет. с H2SO4:

H2SO4(разб): с мет. до Н: Н2↑, после Н –не реаг;

H2SO4(конц): с мет до Zn: H2S,S, после Zn:SO2↑ (с Au,Pt не реаг);

Пассивация Al и Fe в холодн H2SO4(конц); Ag+H2SO4(конц)=AgSO4+SO2↑+2H2O; 4Zn+5H2SO4(конц)=H2S↑+4ZnSO4+4H2O; Al+H2SO4(разб)=H2↑+Al2(SO4)3; 2FeO+4H2SO4(к)=Fe2(SO4)3+SO2+4H2O; Al+H2SO4(K)=Al2(SO4)3+H2S↑+H2O.

3.Химические свойства кислорода.

Сильный окислитель, взаимодействует практич. со всеми элементами, образуя оксиды. Ст.ок. −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пр. р-ий, протекающих при комн.тем-ре: 4Li+O2=2Li2O.

Окисляет соед.,котор.содержат эл-ы с не макс. ст.ок.: 2NO+O2=2NO2.

Окисляет больш-во орг-х соед-й: CH3CH2OH+3O2=2CO2+3H2O.

Pеагирует непосредственно со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn);пероксиды получаются при сгорании щел.мет. в кислороде:2Na+O2→Na2O2.

Некот. оксиды поглощают кислород:2BaO+O2=2BaO2.

При охл-ии пламени горящ. водорода льдом,образ.перекись водорода: H2+O2=H2O2

K, Rb и Cs реа-т с кислородом с образованием надпероксидов:K+O2=KO2

4.Бромирование и гидрирование алкенов и алкинов.

Схема реакции бромирования алкена: CnH2n + Br2 = CnH2nBr2 

CH2=/ CH2(этен)+Br2→(CCl4) CH2(|Br)-CH2(|Br) (1,2-дибромэтан);

CH3C≡CH→(Br2,CCl4)CH2C(|Br)=CH(|Br)→(Br,CCl4)CH3-C(вниз и вверх Br)-C(вниз и вверх Br)-H 1,1,2,2-тетрабромпропан

Гидрирование: алкенов:R-CH=CH-R+H2→(Ni,t)R-CH2-CH2-R; алкинов:R-C≡C-R+H2→(Ni,t)R-CH2-CH2-R

Н₂С=СН₂ + H₂ → Н₃С—СН_3;   этилен                     этан

2HC≡CH+2H2→CH3-C(CH3)=CH2(ацетилен→изобутилен)

1.Поведение дихромата калия с восстановителями в различных средах.K2Cr2(+6)O7+3Na2SO3+4H2SO4=Cr2(+3)(SO4)3+3Na2SO4+K2SO4+4H2O-в кисл.среде K2Cr2o7 восст.до Cr2(so4)3 и K2SO4, SO3 окисл.до SO4.

2Pb(NO₃)₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂O = 2PbCrO₄↓ + 2KNO₃ + 2HNO_3; K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

14

2.Взаимодействие мет.с HNO3:

HNO3(к)+актив.Ме=N2O;

HNO3(к)+малоактив.Ме=NO2;

HNO3(к)+Fe,Al,Cr=пассивация Ме.

HNO3(p)+актив.Ме=NH4,NO3,N2;

HNO3(p)+малоактив.Ме=NO.

Пр: Cu+4HNO3(K)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O;

3Cu+8HNO3(P)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H20;

5Zn+12HNO3(P)=5Zn(NO3)2+N2O↑+6H2O;

Al+HNO3(K)=(t)Al(NO3)3+N2O↑+H2O;

Al+HNO3(P)=Al(NO3)2+N2↑+H2O;

Al+HNO3(оч.pазб)=Al(NO3)3+NH4NO3+H2O.

3.Химич.св-ва водорода.

Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:CuO + H2 = Cu + H2O,Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4Н2О; С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:Н2 + Cl2 = 2НСl; с фтором взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реаг. лишь при освещении или нагревании, а с I только при нагревании. С N Водород взаимодействует с образованием аммиака:ЗН2 + N2 = 2NН3;

Нагреван:Н2 + S = H2S (сероводород); 2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан); реагирует с некот.мет. (щелочными, щелочноземельными и др), образуя гидриды:Н2 + 2Li = 2LiH; реакции Н с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН3ОН и другие. Ненасыщ.углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например:СnН2n + Н2 = СnН2n+2.

4.Сопряженные диены. Присоединение брома к 1,3-бутадиену(дивинил).

CH2=CH-CH=CH2

Химич.Св серы и физические

Т.к. сера имеет промежуточную степень окисления, в х.р. она либо ок-ль, либо восст-ль.

S (ок) + H2 (200C)=H2S

+ C(графит)(800С)=CS2

Me(кроме Au,Pt) c щел. И щел-зем при комн t

+2Al=Al2S3

(во всех этих реакциях S0-2e=S-2)

S(восст) + O2=SO2(сернистый газ)

+ 3F2=SF6

+2H2SO4(кон,t) =3SO2+H2O

+6HNO3(kon,t)=H2SO4+2H2O+6NO2

3S+щелочь(диспропорц)6NaOH=(t)2Na2S+Na2SO3+3H2O

Сера представляет собой твердое хрупкое вещество желтого цвета, в воде практически нерастворима, не смачивается водой и плавает на её поверхности. Хорошо растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, плохо проводит тепло и электрический ток. При плавлении сера образует легкоподвижную жидкость желтого цвета, которая при 160°С темнеет, её вязкость повышается, и при 200 °С сера становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Это объясняется разрушением кольцевых молекул и образованием полимерных цепей. Дальнейшее нагревание ведет к разрыву цепей, и жидкая сера снова становится более подвижной. Пары серы имеют цвет от оранжево-желтого до соломенно-желтого цвета. Пар состоит из молекул состава S₈, S₆, S₄, S₂. При температуре выше 1500 °С молекула S₂ диссоциирует на атомы.

15

Хим Св. Оксида алюминия(амф оксид)

Al2O3+HCl=AlCl3+H2O(азотная и серн.К.не растворяет Al2O3)

Al2O3+NaOH=(cпл)NaAlO2

Al2O3 =(р-р)Na3[Al(OH)6]

Al2O3+Na2CO3=(спл)NaAlO2+CO2↑

Получение соды методом Сольве NaCl(нас. р-р)+ СO2+NH3+H2O=NaHCO3↓ +NH4Cl (гидрокарб.амм.выкристализ-ся) 2NaHCO3=(t)Na2CO3+CO2↑+H2O Реакции электрофильного присоединения, Правило Морковникова.

CH2±CH-CH3+HBr=CH3CHCH3 (2-бромпропан) | Br (атом Н присоед-ся к атому С , с наиб-им числом атомов Н, при двойной связи) + механизм детально

CH2=CH-CH3→(медл) (лимитирующая стадия им.она опр=ет скор реакц.)

↓

H

|

Br

СH3-CH-CH3→(быстр,Br-)

CH3-CH-CH3

|

Br

Белый Фосфор.(желтый)

Образуется при быстром охлаждении паров Р, белое с кристальным оттенком вещ-во.tпл=44.кип=257, имеет чесночный запах, мягче чем воск, его хранят в воде в темноте, хорошо растворяется в сероуглероде, ядовитое при t=40гр самовоспламеняется, при попадании брызг получаются ожоги. кристаллическая решетка Р4 очень напряжена эта структура обуславливает низ tпл, высокую летучесть и выс. Хим. Активность.

Промышленное получение простого суперфосфата. Ca3(PO4)2изб.+2H2SO4=Ca(H2PO4)2+2CaSO4

16

Физ и хим св Fe Твердый,серебристо-белый, тугоплавкий Ме tпл=1535, кип=2750, плотность=7,87г/см3

Железо может существовать в виде двух кристаллических решеток: α- и γ-объемноцентрированной кубической (ОЦК) и гранецентрированной кубической (ГЦК). Ниже 910°С устойчиво α-Fe с ОЦК-решеткой (а = 2,86645Å при 20 °С). Между 910 °С и 1400°С устойчива γ-модификация с ГЦК-решеткой (а = 3,64Å). Выше 1400°С вновь образуется ОЦК-решетка δ-Fe (a = 2,94Å), устойчивая до температуры плавления (1539 °С). α-Fe ферромагнитно вплоть до 769 °С (точка Кюри). Модификации γ-Fe и δ-Fe парамагнитны.

Физические свойства Железа зависят от его чистоты. В промышленных железных материалах Железу, как правило, сопутствуют примеси углерода, азота, кислорода, водорода, серы, фосфора. Даже при очень малых концентрациях эти примеси сильно изменяют свойства металла. Так, сера вызывает так называемых красноломкость, фосфор (даже 10^-2% Р) - хладноломкость; углерод и азот уменьшают пластичность, а водород увеличивает хрупкость Железа (т. н. водородная хрупкость). Снижение содержания примесей до 10^-7 - 10^-9% приводит к существенным изменениям свойств металла, в частности к повышению пластичности.