2.Серная кислота

H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). Тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха(купоросное масло), нелетучая, хорошо растворима в воде с сильным нагревом. Обладает водоотнимающими свойствами(обугливает бумагу, дерево, сахар) Правило разведения:H2So4 – В воду!

Растворы серного ангидрида SO3 в серной кислоте называются олеумом, они образуют два соединения H2SO4•SO3 и H2SO4•2SO3.

Олеум Растворы серного ангидрида SO₃ в серной кислоте называются олеумом, они образуют два соединения H₂SO₄·SO₃ и H₂SO₄·2SO₃.

Химические свойства:

Окислитель( концентрированная)

1 Металлы до Mg : 5H2S04 + 4Mg = 4MgS04 + 4Н20 + H2S.

2 Металлы после Mg : Zn + H2SO4 =ZnSO4 + S + H2O

Серная кислота не взаимодействует с Au, Pt, а Cr, Al, Fe не взаимодействует с холодной конц.

Кислотой , но реагирует при нагревании Fe+ H2SO4 =Fe2 (SO4)⁴ + SO2 + H2O

Окисляет неметаллы:

C+H₂SO_4(к) = SO₂ + CO₂+H₂O, KI+ H₂SO_4(к)=I₂ +H₂S + K₂SO₄+H₂O, HI+H₂SO₄=I₂ +SO₄+ H₂O

Взаимодействие со многими трехат. Вещест. Обуславливает их: C₁₂H₂₂O_11--------( H₂SO₄₎ H₂O* H₂SO₄ +C

С основными и амфотерными оксидами MgO+H2SO4=MgSO4+H2O

С основаниями NaOH+H2SO4=NaHSO4+H2O

С солями Na₂CO₃+H2SO4= Na2SO4+CO2+H2O

С аммиаком 2NH3+H2SO4=(NH4)2S04

Специфические(конц.)

1. С не Ме S+2H2So4=3So2+2H2O

2. С кислотамиH2S+H2So4=S+So2+2H2O

Получение: 1) 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8So2 2) 2SO2+O2( нагревание, катализаторV2O5) = 2SO3 3) So3+H2O=H2So4

Соли: сульфаты(средние), гидросульфаты(кислые), кристаллогидраты(CuSO₄*5H2O)

Химические свойства:Общие с другими солями

1. С Ме (Согласно ЭХРН)

2. Со щелочами (р-р соли металла неактивного и средней активности)

3. С другими солями –CuSO4+BaCl2=BaSO4+CuCl2 –качественная реакция на сульфат ион

4. Na2SO4+C=Na2S+CO

Специфические

1. Разложение при нагревании 2CuSO4=2CuO+2SO2+O2

2. Соли щелочных металлов плавятся без разложения, гидросульфаты могут вступать в реакции, характерные для кислот 2NaHSO4+Cuo=Na2So4+CuSo4+H2O

Билет №3.

1.Водород.Вода.Их физические и химические свойства. Применение, биологическая роль.

Водород занимает особое положение в Периодической системе . Строение его наружного слоя аналогично строению наружного слоя щелочных металлов , однако отсутствие промежуточных электронных слоев позволяет относить его лишь формально к S-элементам первой группы 1s1 .Теряя один электрон, атом водород превращается в положительную частицу протон, и в этом состоянии он не имеет ничего общего с положительно заряженными ионами щелочных металлов , сохраняющими свои промежуточные слои ,наличие которых приводит к усиливающемуся по группе сверху вниз эффекту экранирования наружнего валентного электрона атомов. Имеет сходные св-ва и с металлами и с галогенами

Физ-ие св-ва:

Природный водород-смесь трех изотопов(протий, дейтерий, тритий). Твердый водород образует молекулярную гексагональную упаковку. В обычных условиях водород- газ без цвета и запаха ,неметелл, плохо растворимый в воде и органических растворителях, но хорошо в некоторых металлах(Ni,Pt,Pd,Fe).

Хим-ие св-ва:

При комнатных условиях водород малоактивен из-за прочной ковалентной связи в молекуле. При комнатной температуре водород реагирует только со фтором: F2 +H2=2HF

Однако при нагревании , в присутствии катализаторов , под действием светового излучения ,электрического разряда , УФ-излучения вступает в реакции со многими элементами периодической системы .

O2+2H2=2H2O

2Na+H2=2NaH(взаим. со щелоч. и со щелоч.-земел. - образ. гидрид)

Вода- важнейшая составная часть всех живых и растительных организмов.

Вода имеет широкий диапазон существования в виде жидкой фазы ,что объясняется способностью её молекул образовывать между собой прочные водородные связи.

С позиции МВС. атомные орбитали кислорода молекул воды sp3-гибрид.

Две из них по обменному механизму образуют ковалентные полярные связи с S-орбиталями двух атомов водорода ,а на других двух размещаются две неподеленные электронные пары.

Каждая молекулы воды может образовывать четыре водородные связи с соседними молекулами за счет двух положительно заряженных атомов водорода и двух неподеленных электронных пар атома кислорода.

Атом кислорода за счет двух пространственно локализованных орбиталей с двумя неподеленными электронными парами являетс хорошим донором при образовании коваентных связей по донорно-акцепторному механизму между молекулами воды и ионами ,в первую очередь,d-металлов.

Полярность молекулы воды ,её высокая диэлектрическая проницаемость ,наличие в ней неподеленных электронных пар объясняют причину уникальности воды как прекрасного растворителя кислот ,оснований, солей, органические соединений, содержащих полярные функциональные группы. Вода является амфолитом, а следовательно , может являться или донором ,акцептором протонов.

В воде незначительно растворяются и некоторые неполярные вещества -газы.

Хим-ие св-ва:

Весьма реакционно-способное вещество. Участвует в реакциях обмена и присоединения, проявляет себя и в качестве окислителя, и в качестве восстановителя(т.к. имеет H+ и OH -)

2H2O+2Na=2NaOH+H2

H2O+Cl=HCl+HClO

Применение и биологическая роль.

Вода-одно из самых важных и распространенных соед.водорода.

В организме взрослого человека содержится в среднем от 65-67% воды. Все химические реакции в организме протекают только в водной среде. В мед.практике находит применение ещё одно соед.водорода- перекись H2O2. Это соед. является важным побочным продуктом метаболизма. При попадении на поврежденную кожу распадается под действием спец. ферментов. Процесс сопроваждается выделением кислорода, а это способствует очищению раны, сворачиванию крови и уничтожению микроорганизмов. В мед. вода используется как растворитель , лекарственное и "транспортное " средство , а также средство гигиены и санитарии.

Обтирание и обливание, компрессы, волны и души, испол-ие горячей ,теплой , холодной водой направлены на очищение кожи , нормализацию функций кровеносных и лимфотических сосудов ускорению мет. процессов в организме, уничтожение или подавление активности возбудителей болезни, эффективную доставку разнообразных полезных веществ к органам .