7.Вода. Строение, особенности физических и химических свойств. Пероксид водорода.

состоит из 1 атома кислорода и 2-х атомов водорода. Вода явл наиболее распрост-ным раств-лем на планете Земля. Её иногда рассматривают, как амфолит — и кис-ту и основание одновременно (катион H+ анион OH−). Вода химически довольно активное вещ-во. Сильно полярные мол-лы воды сольватируют ионы и мол-лы, обр-ют гидраты и кристаллогидраты.Хороший растворитель. яркие донорные св-ва

.Вода реаг-ет при комнатной t:с активными ме с галогенами (F, Cl) и межгалоидными соед-ями

с солями, образов-ми слабой к-той и слабым осн-ем, вызывая их полный гидролиз с карбидами, нитридами, фосфидами, силицидами, гидридами активных Mе;NaH+H20=NaOH+H2

Вода реаг-ет при нагревании: с Fe, Mg с углем, метаном ;.

H2O2- пероксид водорода:

 Бесцветная жидкость.Пероксид водорода является хорошим растворителем.

Разлагается на кислород и воду при нагревании,

2Н₂O₂ → 2H₂O + O₂

Пероксид водорода обладает сильными окислительными, а также восстановительными свойствами.

Н₂О₂ + 2КI + Н₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

В лабораторных условиях для получения пероксида водорода используют реакцию

BaO₂ + H₂SO₄ → H₂O₂ + BaSO₄

8.Общая характеристика халькогенов. Сера, ее физические и химические свойства.

Халькоге́ны-в группу входят кислород O, сера S, селен Se, теллур Te, полоний Po.

На внешнем ЭС у этих элементов 6 эл. до завершения ЭС кислороду и сере не хватает 2 электронов, следовательно эти элементы проявляют СО – 2. (Al2O3)Кислород в соединении OF2 проявляет СО. +2. Потому что фтор более электроотрицательный, чем кислород. химические элементы 16-й группы периодической таблицы химических элементов

Аллотропия- способность одного химического элемента образовывать несколько простых веществ. Аллотропная модификация кислорода – озон О3. 3О2 → 2О3

Сера-Проявляет неметаллические свойства. В отличие от кислорода сера уже имеет d-подуровень и может проявлять валентность 4 и 6. Степени окисления: −2, −1, 0, +1, +2, +4, +6.

Более богатые валентные возможности, чем у O2. Склонность серы образовывать гомоатомные цепи(цепи, сосоятоище из атомов S

Сера как простое в-во существует в кристаллическом состоянии, ромбическом и монокленном.

При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV)SO₂и частично оксид серы (VI)SO₃:

S + O₂= SO₃

2S + 3O₂= 2SO₃

При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:

S + H₂= H₂S

3S + 2P = P₂S₃

S + Cl₂= SCl₂

2S + C = CS₂

S+Fe=FeS

9.Кислород, его физические и химические свойства. Кислород в положительных с.о..Озон.

В свободном виде кислород — газ без цвета, запаха и вкуса. 21% по объему.

Особенности строения молекулы О2: атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитное вещество, в каждой молекуле О2 имеется по 2 неспаренных электрона.

Физические и химические свойства: в свободном виде встречается в виде двух модификаций О2 («обычный» кислород) и О3 (озон). Не взаимодействует с благородными газами, платиновыми ме( Os), с галогенами(F), золотом и серебром.

Бинарные соединения кислорода, в которых степень окисления атомов кислорода равна –2, называют оксидами

С активными щелочными металлами, например, с калием, кислород может образовывать также супероксиды, например, КО2 (супероксид калия), RbO2 (супероксид рубидия).

Кислород в соединении OF2 проявляет СО. +2. Потому что фтор более электроотрицательный, чем кислород.

Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле О2 приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен.

Получение: сжижение воздуха, электролиз воды.

Химические св-ва:

С Ме. 3Fe+2O2=Fe3O4(окись, закись железа)( оксиды, перекиси)

С неМе:N2+O2=2NO

Cо сложными в-вами: 2NO+O2=2NO2

4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2

SO2+O2=2SO3

Озо́н — состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ.

Озон повышает степень окисления оксидов: NO + O3 → NO2 + O2

Озон реагирует с сульфидами с образованием сульфатов: PbS + 4 O3 → PbSO4 + 4 O2 NO2 + NO3 → N2O5

Ag+O3=Ag2O*Ag2O3+O2

Качественная реакция на озон

KI+O3+H2O=I2+KOH+O2

10.Сероводород.Политионовые кислоты.

H2S-Сероводородная кислота, слабая, двухосновная кислота. H2S медленно окисляется кислородом воздуха с выделением серы. Сероводород - бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. Неплохо растворим в воде, спирте. В лаборатории сероводород получают при непосредственном взаимодействии водорода и серы или действуя на соли сероводородной кислоты сильными кислотами.

В лаборатории H₂S получают в ходе реакции между сульфидами и разбавленными кислотами:

 FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S,

Взаимодействие Al₂S₃ с холодной водой (образующийся сероводород более чистый, чем при первом способе получения):

 Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S.

В сероводороде сера проявляет степень окисления -2. Сероводород является довольно сильным восстановителем.): 2Н2S + О2 = 2Н2О + 2S 2H2S + 3О2 = 2Н2О + 2SO2 Сероводородная кислота двухосновная, поэтому образует средние и кислые соли: H2S + KOH = KHS + H2O Средние соли называются сульфидами, а кислые - бисульфидами.  Сероводород – восстановитель. В кислороде H₂S горит, легко окисляется галогенами:

H₂S + Br₂ = S + 2HBr,

Реагирует с основаниями, основными оксидами и солями, при этом образуя кислые и средние соли (гидросульфиды исульфиды): 

Pb(NO₃)₂ + 2S = PbS↓ + 2HNO₃.

Взаимодействует с сильными окислителями:

 H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl,

2H₂S + H₂SO₃ = 3S + 3H₂O,

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

11.Соединения серы в степени окисления +4

Соединения серы 4 - это преимущественно оксид и соответствующие ему соли и кислота.. Могут выступать и как окислители, но чаще проявляют восстановительные свойства. Формулы соединения серы со степенью окисления +4 следующие: оксид - сернистый газ SO2; кислота - сернистая H2SO3; соли имеют общую формулу Mex(SO3)y. Одним из самых распространенных является сернистый газ, или ангидрид. Он представляет собой бесцветное вещество, обладающее запахом горелой спички. Растворяется в воде с образование легко разлагающейся кислоты - сернистой. Ведет себя, как типичный кислотный оксид, образует соли, в которые входит в виде сульфит-иона SO32.

Окислители и восстановители: SO₂ и Na₂SO₃.

SO2 + H2O=H2SO3

2SO2 + O2 = 2SO3

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S-2 – 2e => S0                                      

S+4 + 4e => S0                                    

12.Оксид серы(+6). Серная кислота, ее строение и свойства.

Серный ангидрид SO₃при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость

Оксид серы (VI) получают окислениемSO₂кислородом только в присутствии катализатора:

2SO₂+ O₂2SO₃+ Q.

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:

SO₃+H₂O=H₂SO₄

Формула серной кислоты - H2SO4. Следовательно, в состав молекулы серной кислоты входят два атома водорода и кислотный остаток SO4. Чистая 100%-я серная кислота (моногидрат) - тяжёлая жидкость, вязкая как масло, без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. Уже при температуре +10 °С она застывает и превращается в кристаллическую массу. Серная кислота хорошо растворяется в воде, смешиваясь с ней в любых соотношениях. При этом выделяется большое количество тепла. Взаимодействует она практически со всеми металлами. Образуется серная кислота при взаимодействии оксида серы с водой SO3+H2O —> H2SO4

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 Концентрированная серная кислота является очень сильным окислителем. Сu + 2 H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O Zn + 2 H2SO4 (конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O Реакция взаимодействия кислоты с основаниями называется реакцией нейтрализации. В результате реакции нейтрализации серной кислоты образуется соль, содержащая кислотный остаток SO4, и вода H2O. H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O H2SO4 + CaOH = CaSO4 + 2 H2O Серная кислота вступает в реакцию нейтрализации как с растворимыми, так и с нерастворимыми основаниями. 13.общая характеристика элементов 5 группы. Азот и фосфор как простые вещества.

включает пять элементов: типичные p-элементы азот N, фосфор P, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмутBi. Они имеют общее название пниктогены. Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по 5 электронов (конфигурация       ns²   np³).

В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до +5. Наиболее характерны степени  +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.

Азо́т — элемент 15-й группы— главной подгруппы пятой группы) второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, сатомным номером 7. азот — двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха. дин из самых распространённых элементов на Земле. Основной компонент воздуха.

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония при нагревании: NH4NO2 = N2 + 2H2O Или взаимодействием смеси водных растворов нитрита натрия и хлорида аммония: NaNO2 + NH4Cl = N2 + NaCl + 2H2O

Из металлов свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием, образуя нитрид: 6Li + N2 = 2Li3N С повышением температуры активность молекулярного азота увеличивается. При взаимодействии азота с водородом при нагревании, повышенном давлении и присутствии катализатора образуется аммиак: N2 + 3H2 = 2NH3  С кислородом азот соединяется только в электрической дуге с образованием оксида азота (II): N2 + O2 = 2NO

Фо́сфор — химический элемент 15-й группы третьего периода ; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов. Фосфор — один из распространённых элементов земной коры. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химическо Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4.

Взаимодействие с простыми веществами Фосфор легко окисляется кислородом: 4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода) , 4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода) . Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: с металлами — окислитель, образует фосфиды: 2P + 3Ca → Ca3P2, 2P + 3Mg → Mg3P2. с неметаллами — восстановитель: 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. Не взаимодействует с водородом. Взаимодействие с водой Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует: 4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2 (фосфатная кислота) . Взаимодействие со щелочами В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени: 4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2. Восстановительные свойства Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO; 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5й активности.