01. Энтальпия и т.д 1. Н2 в природе. Изотопы Н2: протий, дейтерий, тритий. 2. Хим. св-ва Н2 3. Гидриды
Ме и Нем, их св-во и получ.
4. Получение и прим. Н2 5. О2. Общ хар-ка 6.
Нахожд. О2 в природе.
7. Получ. О2 8. Строение молекулы О2 9. Св-ва О2
10. Озон, его получ. и св-ва 11. Н2О. Распространенность в природе. Значение Н2О в биосфере
12. Строение Н2О и ее физ. св-ва. 13. Н2 – связь в Н2О 14.
Хим св-ва Н2О
15. Классифик. природных вод и их водоподготовка. Жесткость Н2О.
16. Н2О2, его строение и получ. Кислотные, окислит. и восстановит. св-ва.
17. Общ характеристика элементов VIIA гр таблицы М (ТМ). СО галогенов.
Нахождение в природе. 18. Простые вещ-ва F2, Cl2, Br2, I2. Методы их получения и св-ва. 19. Взаимодействие Г с Н2О и щелочами.
20. Н2 соедин Г и их восстан св-ва 21. Н2-связь в молекуле НF.
Структура HF в газовой, жидк и тверд фазах 22. Соединения Г с О2
23. О2 – содержащие к-ты Cl, B, I. Сопоставление их кисл и восстан св-в
24. О2- содержащие к-ты Cl и их св-ва. 25. Дифториды Ме 26.
Комплексныес соедин Г-нов. 27. H2S, получ. строение, св-ва.
Сульфиды, методы их получ и св-ва. Раст-мость и гидролиз сульфидов.
28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. 29. Применение S, Se, Te и их соедин. 30. Взаимод H2SO4 с Ме. 31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в прир, получ и св-ва. Аллотропия. 32. Диоксиды S, Se, Te. Получ и св- ва. 33. Соли О2- содерж. кис-т серы. Сульфиты, сульфаты. 34. О2- содерж к-ты S. H2SO3. H2SO4. Дисерная к-та, тиосерная к-та, пероксодисерная. Строение и св-ва
35. Н2 – содеин. N2. Аммиак, гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные к-ты.
Строение, с-ва, получ. 36. Ох азота. Их получ, св-ва, строен
37. Азотисчтая к-та, ее строение и св-ва. Нитриты и их св-ва
38. Сравнен строен и св-в галогенидов N2, P, As, Sb, Bi. Гидролиз галогенидов.
39. Применение N2 и его соедин. азотные удобрения
40. Р. Общ хар-ка, нахожд в природе. Аллотропия. Красный, белый, черный Р, их св-ва и получ. 41. Общ хар-ка As, Sb, Bi, нахожд в прир.
42. ТриОх S, получ. св-ва, строен.
43. Азотн. к-та. Строен и св-ва. Взаимод Ме с HNO3. Нитраты
44. Н2 – соедин. Р. Фосфин, дифосфин твердые гидриды фосфатов.
45. К-ты as, Sb, Bi, их получ и св-ва.
46. Общ хар-ка э-тов VA гр. СО и типы соедин.
47. Галогениды Р, получ, строение, св-ва.
48. Азот. Общ хар-ка и нахожд в прир. Строение молекул N2. Проблемы связанного азота, его св-ва и получ.
49. Ох Р (3,5). Фосфорные к-ты. Строение, св-ва и получ.
50. Примен Р и его соедин. Фосфорные удобрения |0.1 Внутр энерг характеризует общий запас энергии системы и включает все виды энергии движения и взаимод частиц, но не включает кинет энергию вцелом и пот энергию. Т/д пользуется понятием изменения внутр энергии. ?U=Uкон-Uнач dU Энтальпия характеризует запас энергии системы при р=const она числено равна: H=U+pV

?H=?U+p?V dH

?H=Hкон-Hнач

Закон Гесса:
Тепловой эффект х.р. зависит только от вида и состояния исходных в-в и кон продуктов. При термохим рассчетах использ термохим у-ия. Т.х. у-ия обязательно должны содержать молярные кол-ва в-в, в правой части должен быть приведен тепловой эффект, должны быть указаны агрегатные состояния в- в, с т.х. у-иями можно производить все алгебраические действия.
Энергия Гиббса G=H-TS. (G=(H-T(S. S = Qобр(кол-во теплоты, погл сис-мов в изотермич обратимом проц.)/T
1. H2 широко распространен в природе. Он входит в состав Н2О, глин, каменного и бурого угля, нефти и т.д., а также во все животные и растительные организмы. В свободном состоянии водород встречается крайне редко (в вулканических и др. природных газах). Водород - самый распространенный элемент космоса: он составляет до половины массы Солнца и большинства звезд. Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода. Он присутствует в атмосфере ряда планет, в кометах, газовых туманностях и межзвездном газе. H2 имеет три изотопа с массовыми числами соответственно
1, 2 и 3: 1H p(e) протий, 2D(2H) (p+n)e дейтерий 3T(3H) (p+2n)e тритий.
Протий и дейтерий - стабильные изотопы. Нормальный изотопный состав природных соед водорода соответствует отношению D : H = 1 : 6800 (по числу атомов). Тритий - (-радиоактивен, период полураспада T1/2 = 12,26 года.
2. Н2 проявляет и восстановительные, и окислительные свойства. В обыч услблагодаря прочности молекул он сравнительно мало активен и непосредственно взаимодействует лишь со фтором. При нагрев же вступает во взаимодействие с многими неМе - хлором, бромом, кислородом и пр.
Восстановительная способность водорода используется для получения некоторых простых веществ из Ох-в и галидов: CuO + H2 = Cu + H2O В кач окислителя водород взаимодействует с активными Ме: 2Na + H2 = 2NaH | |
|51. Угольная к-ты и ее соли. Строен, св-ва и |3. В тех случаях, когда водород выступает в |
|получ. |кач окислителя, он ведет себя как галоген, |
|52. SiO2, строен и св-ва. Кварцевое стекло. |образуя аналогичные галидам гидриды. Однако |
|53. С. Общ хар-ка, нахожд в прир. Аллотрпия. |образование иона H- из молекулы H2 - процесс |
|54. Общ хар-ка эл-тов IVA гр. СО эл-тов и |эндотермический (энтальпия образования H- |
|типы их соедин |составляет +150,5 кДж/моль). Поэтому по |
|55. Карбиды, их получ и св-ва |окислительной активности водород существенно |
|56. Стекло и керамика |уступает галогенам. По этой же причине ясно |
|57. Применен С и его соедин |выраженный ионный характер проявляют лишь |
|58-59. Si. Общ хар-ка, нахожд в прир. Получ, |гидриды наиб активных Ме - щелочных и |
|св-ва и прим Si. |щелочноземельных, например KH и CaH2. |
|60. Ge, Sn, Pb. Хаар-р измен. строен и св-в |К ковалентным отн гидриды менее |
|прост выщ-в. Ох и гидрОх Ge, Sn, Pb. |электроотрицательных, чем сам водород, |
|61. Германаты,станнаты и плюмбаты (2,4). |неМеических элементов. К ковалентным отн, |
|Сульфиды Ge, Sn, Pb. |например, гидриды состава SiH4 и BH3. По хим |
|62. Н2 – соедин Si, их получ и св-ва. |природе гидриды неМе являются кислотными |
|Силициды Ме. |соедми. |
|63. Электролиз расплавово солей и гидрокс |Различие в хим природе гидридов можно легко |
|ЩеМе |установить по их поведению при гидролизе. |
|64. Общ хар-ка Ia гр, нахожд в прир, получ. |Характерной особенностью гидролиза гидридов |
|65. Гидриды щеме, их строен и св-ва |является выделение водорода. Реак протекает |
|66. Гидриды, Ох и гидрокс щеме, нахожд в прир|по окислительно-восстановительному механизму.|
|и получ. |Отрицательно поляризованный атом H(-1) в |
|67. Общ хар-ка солей щеме. |гидриде и положительно поляризованный атом |
|68. Хим св-ва и сравнен хим акт щеме |H(+1) в воде переходят в состояние с нулевой |
|69. Окси и перокс щеме, хим связь в этих |СО: |
|соедин и св-ва |KH + HOH = KOH + H2; -----------SiH4 + 3HOH =|
|70. Хим св-ва и активн Li |H2SiO3 + 4H2 |
|71. Гидрокс щеме, их получ и св-ва |За счет выделения водорода гидролиз протекает|
|72. Примен щеме |полностью и необратимо. При этом основные |
|73. Строен атомов, закономерн измен Rатом, |гидриды образуют щелочь, а кислотные - |
|сродство к е и электроотр в ряду Li, Na, K, |кислоту. |
|Rb, Cs, Fr. |В кач амфотерного соед можно рассматривать |
|74. Общ хар-ка щеземе, нахожд в прир, получ. |гидрид Al AlH3, который в зависимости от |
|75. Законом. измен св-в Ме и их соедин в ряду|партнера по реакции может выступать и как |
|Be-Ra |донор электронных пар (основное соед), и как |
|76. Ох, оксогидроксид Ал, их строен, получ и |акцептор (кислотное соед): |
|св-ва |AlH3 (основный) + 3BH3 = Al(BH4)3 |
|77. Особенности Ве и его соедин в ряду |KH + AlH3(кислотный) = K[AlH4] |
|щеземе. Токсичность Соедин Ве. |Стандартный потенциал системы 1/2H2/H- равен |
|78. Mg, его хим св-ва, раств. солей Mg. |-2,23 В. Следовательно, ион H- - один из |
|79-80. Хаар-р измен кислотно-осн. св-в |самых сильных восстановителей. Поэтому |
|однотипн соедин в ряду Be-Ra |ионные, а также комплексные гидриды - сильные|
|81. Амфотерность Be(ОН)3 |восстан-ли. Они находят широкое применение |
|82. Общая хар-ка солей щеземе, гидролиз солей|для проведения различных синтезов, для |
|Ве и магния. |получения водорода и в химическом анализе. |
|83. B2O3 и Н3ВО3, строение и св-ва |Гидрид кальция CaH2 применяется, кроме того, |
|84. Галогениды бора, тетрафторбораты Ме. |в кач осушителя для удаления следов влаги. |
|85. Бориды, их получ и св-ва. Бороводороды, |Меическими свойствами обладают водородные |
|тх получ. строен. и св-ва. |соед d- и f-элементов. Эти соед получаются в |
|86. Борогидриды Ме. |виде Меоподобных темных порошков или хрупкой |
|87. Прменен. соедин В. |массы, их электрическая проводимость и |
|88. Общ хар-ка солей Al, их раств, гидролиз. |теплопроводность типичны для Ме. Это гидриды |
|89. Квасцы. |нестехиометрического состава. |
|90. Общ хар-ка эл-тов IIIa гр. Хаар-ные СО и |Идеализированный состав Меических гидридов |
|типы соедин. |чаще всего отвечает формулам MH (VH, NbH, |
|91. Нитрид бора, строение и св-ва |TaH), MH2 (TiH2, ZrH2, HfH2, ScH2) и MH3 |
|92. Гидриды Al, алюмогидриды Ме. |(UH3, PaH3). Ме гидриды используются как |
|93. Ga, In, Tl, общая хар-ка, нахожд в прир, |восстан-ли для получения покрытия из |
|св-ва и примен |соответственного Меа, а также для получения |
|94. Al. Общ хар-ка, нахожд в прир, св-ва и |Ме в виде порошков. |
|примен. | |
|95. Соединения Tl (I). Токсичность соедин | |
|Tl+. | |
|96. Соединен типа АВ. Арсенид индия и | |
|антимонил галлия. Примен. | |
|97. Сопоставление св-в B, Al, In, Ga, Tl | |
|98. Примен соедин Al 99. В. Общ хар-ка, | |
|нахожд в прир, получ, св-ва и примен. | |
|4. Получ Н2 В пром Н2 получают в основном из |10. Озон представляет собой газ светло-синего|
|природных и попутных газов, продуктов |цвета, с характерным резким запахом, р-римый |
|газификации топлива (водяного и |в воде. Жидкий озон имеет темно-фиолетовый |
|паровоздушного газов) и коксового газа. В |цвет, а твердый сине-черный. Интенсивность |
|основе производства водорода лежат |цвета жидкого озона настолько велика, что |
|каталитические реакции взаимодействия с |даже через очень тонкий слой жидкости не |
|водяным паром (конверсии) соотвнтственно |видно нити горящей электрической лампочки. |
|углеводородов (главным образом метана) и Оха |Интенсивность цвета связана с большей |
|(II) углерода, например: CH4 + H2O ( 800oC( |поляризуемостью молекул по сравнению с |
|CO + 3H2 , CO + H2O ( 600oC( CO2 + H2 , |кислородом. Жидкий озон, запаянный в трубку |
|Водород получают также неполным окислением |можно хранить вплоть до критической |
|углеводородов, например: 2CH4 + O2 = 2CO + |температуры –12° С. Озон при концентрации в |
|4H2 |воздухе более 9% взрывоопасен, еще опаснее |
|В связи с уменьшением запасов углеводородного|твердый и жидкий озон. Хранение жидкого озона|
|сырья большой интерес приобретает метод |производят в р-ре в четыреххлористого |
|получения водорода восстановлением водяного |углерода или фреонов при низких температурах.|
|пара раскаленным углем: C + H2O = CO + H2 При|Температура плавления tпл=-192,5° С [14]; |
|этом образуется генераторный газ. Затраты |Теплота кипения D Hкип=15193 Дж/моль [14]; |
|энергии на его получ можно скомпенсировать за|Озон является сильнейшим окислителем, |
|счет реакции неполного окисления угля: 2C + |окисляет даже золото и платину, и уступает |
|O2 = 2CO |только фтору и фториду кислорода. Действующее|
|При комбинировании этих двух процессов |начало озона, атомарный кислород: 2KI + O3 + |
|получается водяной газ, состоящий в основном |H2O ( I2 + 2KOH + O2. Индикатором на озон |
|из смеси H2 и CO. |служит бумага, пропитанная р-ром иодида калия|
|Из главных смесей с большим содержанием |и крахмала, которая синеет в его присутствии.|
|водорода его выделяют глубоким охлаждением |Черный сульфид свинца переходит в белый |
|смеси. Водород производят также электролизом |сульфат в атмосфере озона: PbS + 2O3 ( PbSO4|
|Н2О. В лабораторных условиях водород получают|+ O2. При приливании к озону аммиака |
|взаимодействием цинка с соляной или серной |образуется белый дым нитрита аммония. Озон |
|кислотой. |способен чернить серебро, переводя Ме в Ох. |
|Водород широко используется в хим пром для |2.Иногда молекула озона полностью вступает в |
|синтеза. В смеси с CO (в виде водяного газа) |реакцию: 3SO2 + O3 ( 3SO3, Na2S + O3 ( |
|применяется как топливо. Жидкий водород - |Na2SO3. 3.Со щелочами озон образует озониды, |
|одно из наиб эффективных реактивных топлив. В|которые обычно окрашены в красный цвет: 4KOH|
|атомной энергетике для осуществления ядерных |+ 4O3 ( 4KO3 + O2 + 2H2O. 4.При озонировании|
|реакций большое значение имеют изотопы |непредельных углеводородов, образуюшиеся |
|водорода - тритий и дейтерий. |озониды разлагаясь под действием Н2О, |
|5. В 1777 году французский химик Антуан Лоран|образуют перекись водорода альдегид и кетон, |
|Лавуазье (1743–1794) объяснил процессы |зная их, можно легко идентифицировать и |
|дыхания и горения и дал название кислороду – |установить строение углеводорода. Получ |
|Oxygenium. Природный кислород состоит из трех|озона. 1.Основным способом получения озона |
|стабильных изотопов: 16O – 99,76%, 17O – |является пропускание тихого электрического |
|0,04%, 18O – 0,2%. Кислород входит в состав |разряда через кислород. Для получения более |
|ДНК и многих органических соед, белков. |чистого озона смесь после этого рекомендуется|
|Содержится в мышечной ткани – 16%, костной |охладить. 2.При медленном разложении фторида |
|ткани – 28,5% и крови человека (в |кислорода Н2О выделяется озон, кислород и |
|человеческом организме массой 70 кг в среднем|фтороводород: 4OF2 + 4H2O ( 2O3 + O2 + 8HF.|
|содержится 43 кг кислорода). Магнитные |Применение озона. Озон применяют для |
|свойства кислорода указывают на наличие в |дезинфекции Н2О и в медицине, для отбеливания|
|молекуле кислорода двух неспаренных |тканей и очистки некоторых соед, для |
|электронов. Эти электроны размещаются на |идентификации соед. |
|разрыхляющихся молекулярных p-обриталях. Это |11. Н2О, распр. в природе. Значение Н2О в |
|делает эго молекулу бирадикалом. Энергия |биосфере. Н2О – одно из самых распр. соедин |
|атомнизации кислорода намного меньше, чем у |на Земле. Основа гидросферы. В морях и |
|азота. Это одна из причин большой реакционной|океанах Н2О(1,4(1018 т. В реках, озерах и |
|способности кислорода. |водохранилищ сод-ся (2(1014т пресной воды. В |
|6. Кислород занимает первое место по |виде ледников (2,4(106т. В атмосфере Земли ( |
|распространенности в земной коре – 47,4% (по |1,3(1013т. Входит в сос-в литосферы в виде |
|другим данным 49,13%). А атмосфере состоит из|мин, горн. пород, присутств в почв. Обяз. |
|кислорода на – 20,9476%, это около 1015 тонн.|компонент биосферы, входит в сос-в ВСЕх жив. |
|В морской воде в связанном и р-ренном виде |организмов. |
|содержится – 85,94% кислорода. В связанном | |
|виде кислород входит в состав более чем 1400 | |
|минералов. В связанном виде кислород | |
|обнаружен на многих планетах солнечной | |
|системы. | |
|7. Получ кислорода. 1.Термическое разложение|12. Строение Н2О и ее физ. св-ва. Н2О – |
|кислородосодержащих солей: |равнобедр (, (НОН=104,50, lОН=0,957А0. О2 в |
|2KClO3 (150° C, MnO2) (2KCl + 3O2, KClO4 |молек. Н2О имеет сп3-гибрпидизацию. Хим. |
|(500° C) ( KCl + 2O2, 2KNO3 (t) ( 2KNO2 + O2,|связи ОН образованы за счет перекрывания |
|2KMnO4 (200° C) (MnO2 + K2MnO4 + O2, 4KMnO4 |сп3-гибридных орбит О2 и с-орбиталей Н2. У |
|(2000° C) ( 4MnO4 + 2K2O + 3O2. 2.Разложение |атома О2 в молекуле Н2О имеются неподел |
|Ох-в: 2Ag2O (t) ( 4Ag + O2, 2H2O2 (MnO2 или |е-пары, кот. могут быть исп д/образования |
|hv) ( 2H2O + O2, 2BaO2 (500° C) ( 2BaO + |дополнительных Н2 – и донорно-акцепторных |
|O2(метод Брина), 2H2O (NaOH, электролиз) ( |связей. Именно это обст-во, а также большой |
|2H2+ O2. 3.Из сжиженного воздуха. |дипольный момент приводит к сильн. взаимод |
|8. Как большинство других элементов, у атомов|молекул Н2О и полярными молекулами др. вещ-в.|
|которых для достройки внешней оболочки из 8 |плотн=0,998г/см3. Физич св-ва Н2О аномальны, |
|электронов не хватает 1–2 электронов, |напр., плавление льда сопровождается |
|кислород образует двухатомную молекулу. В |уменьшением его V на 9%. |
|этом процессе выделяется много энергии (~490 | |
|кДж/моль) и соответственно столько же энергии|13. Н2 – связь в Н2О. В рез-те взаимод |
|необходимо затратить для обратного процесса |молекул Н2О между собой обр-ся ассоциаты. В |
|диссоциации молекулы на атомы. Прочность |парах часть молекул Н2О сущ-ют в виде |
|связи O–O настолько высока, что при 2300° С |димеров (Н2О)2. В конденсиров. фазах каждая |
|только 1% молекул кислорода диссоциирует на |молекула Н2О обр-ет 4 Н2 – связи. напр. к |
|атомы. Электронная структура. В электронной |вершинам правильного тетраэдра. Длина |
|структуре молекулы кислорода не реализуется, |Н2-связи Н(((О ( 2,8А, (Н(((О – Н (180. |
|как можно было ожидать, распределение |Н/О-Н(((О/НН |
|электронов октетом вокруг каждого атома, а | |
|имеются неспаренные электроны, и кислород |14. Хим. св-ва Н2О. Н2Р – реакц. способн. |
|проявляет свойства, типичные для такого |соед, окисл. атомарным О2 и галогенами. |
|строения (например, взаимодействует с |Н2О+О(H2O2, H2O+F2(2HF+O, H2O+Г2(НГО+НГ, |
|магнитным полем, являясь парамагнетиком). |2Н2О+2Br2(4HBr+O2. При пропускании паров |
|9. Газ О2 при н.у бесцветный, безвкусный и |Н2О ч/з расплавл уголь, она разлагается, |
|без запаха. Единственный из извест |образуя водяной газ. Н2О+С(СО+Н2. В присутс |
|парамагнитных двухатомный газ. Длина хим |катлиз. Н2О реаг с СО, СН4 и др. |
|связи 1,207 А0, Есв=497кДж/моль О-О. |углеводородами: СО+Н2О –Fe->CO2+H2, |
|тпл=-219С, ткип=-193С. Жидкий О2 – голубая |CH4+H2O-Ni, Co->CO+3H2O. Р при нагрев с Н2О |
|легковоспламен жидкость. Твердый О2 – |образ. метафосфорную к-ту (НРО3). Н2О реаг. |
|светло-чиние кристаллы д=1,46г/см3. В соедх |почти со всеми Ме при повыш т, с щеме и |
|кислород проявляет СО –2, изредка +1 и +2.По |щеземе при комнатн, образуя Ох, Ме(ОН), к-ты.|
|хим активности кислород уступает только |Взаимод Н2О с Ох приводит к кисл. или |
|фтору. С большинство простых веществ он |основнанием. Вода – олдин из наиб. важных и |
|реагирует непосредственно, за исключением |чаще др. исп. раств-лей. |
|галогенов, благородных газов, платины и | |
|золота. Большинство простых и сложных веществ|15. Классификация природных Н2О и их |
|сгорают в кислороде ярким пламенем: 2Mg + O2|водоподготовка. Жесткость Н2О. По велич. |
|( MgO + Q + hv, 4P + 5O2 ( 2P2O5 + hv, |минерализации, содерж. раств-мых в Н2О мин. |
|аммиак горит в кислороде зеленоватым |вещ-в (солей) природ. Н2О делится на: 1) |
|пламенем: |ультрапресная (до 0,2 г/л); 2) пресная |
|4NH3 + 3O2 ( 2N2 + 6H2O. При горении щелочных|(0,2-0,5г/л); 3) слабоминерализированная |
|Ме образуются смеси Ох-в и перОх-в, при |(0,5-1г/л); 4) солоноватая (1-3 г/л); 5) с |
|горении остальных Ме и неМе образуются Ох-ы, |повыш. соленостью (10-35г/л); 6) переходая к |
|как правило, высших степеней окисления, при |рассолам (35-50г/л); 7) рассол (>50г/л). Осн.|
|сгорании в недостатке кислорода – Ох-ы низших|катионы Н2О: Са2+, Mg2+, Na+, K+(, Fe3+, |
|степеней окисления. Некоторые Меы, как то – |анионы: Cl-, SO42-? HCO3-. Сос-в зависит от |
|хром, Al и другие образуют на поверхности |ГП водоема, вр. года и метеоусловий. Осн. |
|пленку Оха, препятствующую дальнейшему |операции водоподготовки (1 млн м3 /сутки): 1.|
|окислению. 2.Под действием кислорода р-ры |Осветление – удаление из Н2О каллоидных |
|гидрОх-в некоторых переходных Ме переходят в |частиц. 2. Обеззараживание – удаление |
|нер-римые соед, выпадают в осадок: O2 + |болезнетворн. микробов и вирусов, осущ. |
|4Fe(OH)2(суспензия) (4FeO(OH) + 2H2O, |хлорированием, озонированием или УФ облуч. |
|O2 + 4Cr(OH)2 + 2H2O ( 4Cr(OH)3. Кислород |Хлорир Н2О жидким или газообр Cl2. 3. |
|ускоряет взаимодействие с Ме кислот: O2 + |Умягчение – уменьшение содержания ионов Ca2+,|
|H2SO4 + Pb ( PbSO4 + H2O2. Под действием |Mg2+, т.е. снижение ее жесткости.Общ |
|кислорода р-ры некоторых веществ в кислотах и|жесткость – сумма концентраций ионов Са и Мг.|
|щелочах образуют комплексы: O2 + 4H2O + |Общ жестк = карбонатная (временная, удал. |
|2TiCl3 + 2HCl ( H2O2 + 2H2[TiCl4(OH)2], O2 + |кипяч) и некарбонатной – пост. Врем. |
|2Co(NO3)2 + 10(NH3ЧH2O) ( [Co2(NH3)10(m |жесткость опред-ся наличием в воде |
|-O22—)(NO3)4] + 10 H2O. 3.При пропускании |гидрокарбонатов Са и Мг, кот при кипяч разлаг|
|через кислород электрических разрядов |с выдел СО2. Са(НСО3)2(CaCO3+H2O+CO2, |
|молекулярный кислород переходит в более |Mg(HCO3)2(Mg(OH)2+2CO2. Пост. жестк связана с|
|активный атомарный: O2 ( 2O. |присутст в Н2О сульфатов, хлоридов, силикатов|
|Атомарный кислород способен соединятся в |и фосфатов Са и Мг. 4. Стабилизация – |
|аллотропную модификацию кислорода озон: |обработка Са (ОН)2 и Na2CO3 д/насыщ Н2О |
| |СаСО3. 5. Опреснение и обессоливание 6 |
|3O2 (2O3. |Обескремнивание 7 дегозация. |
| | |
|16.Н2О2, его строение и получ. Кислотные, |22. Соед ГВ с О2. Все соед ГВ с О2 неуст, не |
|окислит. и восстановит. св-ва. Н2О2 – |получ при непоср взаимод ГВ с О2, могут быть |
|бесцветная сиропообразная жидкость |получ только косвенным путем, так как они все|
|плотн=1,45г/см3. Непрочное вещ-во, способн. |характер +знач станд энергии Гиббса. Наиб уст|
|разлагаться со взрывом на Н2О и О2, при этом |– соли кислородн кислот, наименее- Ох-ы и |
|выдел большое ко-во Q(197,5Дж). Н2О2 получ. в|к-ты. OF2 (2NaOH+2F2(NaF+OF2+H2O) – |
|кач-ве промеж. продукта при горении Н2, но |сильнейший окислитель – светло-желтый газ, не|
|разлагается на Н2О И О2 из-за т. Получ. при |раств в Н2О, не реаг с Н2О. Тпл=-2240, |
|действии атомарного Н2 на О2. В промышл. |Ткип=-1450. Молекула ОF2 имеет угловое |
|Н2О2получ. электрохимич методами (анодным |строение. Ох-ы Cl : 2HgO+Cl2( |
|окисл. раст-ров Н2SO4 с посл. гидролизом |Cl+Hg-O-Hg-Cl+Cl2O; 2KClO3+C2H2O4+H2SO4( |
|образ при этом пероксодвусерной к-ты Н2S2О8: |K2SO4+ 2CO2+ 2ClO2+ 2H2O; |
|2H2SO4(H2S2O8+2H++2e-, |2ClO2+2O3(Cl2O6+2O2; |
|H2S2H8+2H2O(2H2SO4+H2O2). В молек. Н2О2 атомы|4HClO4+P4O10(2Cl2O7+4HPO3. |
|Н ковалентно связаны с атомами О, между кот. |23. Кислородосорержацие к-ты Cl, Br, I. |
|осущ. простая связь. Строение: Н-О-О-Н. |Сопоставление их кислотных и восстановит |
|Молекулы обладают большой полярностью. В Н2О|св-в. Ох-ы Г явл ангидридами соответст. |
|раст-ре под влиян полярн молекул Н2О Н2О2 |кислород-содерж кисл: HClO(хлорноватистая) |
|может обладать кислотными св-вами. Н2О2 – оч.|HBrO(бромноватистая) HIO (иодноватистая); |
|слабая двухосновная к-та, в Н2О р-ре распад |соли: гипо Cl, Br, I иты.HClO2 – хлористая |
|на ионы Н+ и НО2-. Диссоц по второй ступени |(…иты), HCl(Br, I)O3 – хлор (бром. иод) |
|практич не протекаеь. Она подавл присутсв |новатая (..аты). HCl(Br,I)O4 – хлор, бром, |
|Н2О, однако при связывании ионов Н+ (напр |иодная (пер..аты). Кисл св-ва в ряду НГО, |
|щелочью) диссоц. по 2-й ступени идет. Соли |НГО2, НГО3, НГО4 усиливаются, окисл – |
|Н2О2 наз. перекисями, сост-ят из +зар ионов |ослабевают. |
|Ме и отр зар ионов О22-. Н2О2 обл св-вами как|24. Кислородосодержащие к-ты хлора и их соли.|
|окисл. так и восстан, т.к. СО О2 в Н2О2 = -1.|HOCl – хлорноватистая, слабая к-та |
|Все же Н2О2хар-ны окисл. св-ва. Н2О2 окисл |(гипохлориты), распадается даже в разб р-ре, |
|вещ-ва с (0 < 1.776B, восстанавл с (0>0,682.|сильный окисл – р-ры солей к-ты прим для |
|Окислитель: KNO2+H2O2(KNO3+H2O. Восстан. |беления. Наиб важные из солей: хлорная |
|Ag2O+H2O2(2Ag+H2O+O2. |известь – белый порошок с резким запахом, |
|17. Общ характеристика элементов VIIA гр |сильный окислиткль (Са() (отбелив, |
|таблицы М (ТМ). СО галогенов. Нахождение в |дезинф): Cl2 + Ca (OH)2 ( CaOCl2 + Н2О. |
|природе. В переводе «рождающие соли». Фтор в |Men+(ClO4)n перхлораты – один из наиб сильных|
|соедх всегда имеет СО -1, остальные проявляют|безН2О окисл. НСlО3 – хлорноватая к-та |
|СО от -1 до +7. Почти все соедин Г |(хлораты) – водн р-р с конц не выше 50%, |
|соответствуют нечетным СО, что обусловлено |сильная к-та и окислит. У хлоратов окисл |
|возможностью последовательного возбуждения e |св-ва выражены в р-ре слаюо, большинство |
|в атомах элементов на d-подуровень, что |хорошо раств в Н2О – ядовиты. КСlО3 – |
|приводит к увеличению числа е до 3, 5, 7.На |бертолетовая соль примен в артиллер деле для |
|внешнем электронном слое имеют 7 е (2s5p). В |устр-ва запалов, так как с разл горюч в-вами |
|природе находятся исключительно в связанном |взрывается при ударе. , в пиротехнике, |
|сос-нии, - гл. обр. в виде Г-водородных |спички. Хлорная к-та (перхлораты) HClO4 – |
|кислот. F (6(10-2%) – плавиковый шпат (мин) |бесцветн, дымящая на возд жидкость |
|CaF2, криолит Na3AlF6 и фторапатит |(получается действ конц H2SO4 на KClO4), |
|Ca5F(PO4)3. Cl – поваренная соль (море, |безН2О – малоустойчива, взрывоопасная, ее Н2О|
|океан), карналлит KCl(MgCl2(6H2O, сильвин |р-ры устойчивы. Оксисл с-ва слабее, кисл |
|KCl. Br – в виде солей калия, натрия, магния.|сильнее – самая сильная из вскъ изв к-т. |
|Бромды Ме содержаться в морской воде, в |25. Дифториды Ме. Почти все дифториды имеют |
|подземных рассолах, в Н2Ох озер. Иод – |структуру флюорита или рутила. Щеме, свинец,|
|подземные буровые Н2О, водоросли, в виде |железо загор в АТС фтора, на нек ме(Cu, Ni) |
|солей калия – иодат KIO3, периодат KIO4. |при низк Т ф не действ, но при нагрев р-рует |
|18. Простые вещ-ва F2, Cl2, Br2, I2. Методы |со всеми. CaF2 – мин. плавиковый шпат. |
|их получения и св-ва. F2: 1) F (с гр. |26. Комлексные соед Г. Многие комплексные Г |
|«разрушающий»). Малые размеры и отсутствие |Ме гидролиз, это особ хар-но д/соедин с |
|д-подуровня придают эл-ту ряд отличит. св-в.|высшими СО Ме. Фсе комплексные фторо-кислоты |
|Фтор – наиб электроотрицательный эл-т из |–сильные. Известно немгного комплексов, в |
|всех. 2) Получают электролизом расплава KF(HF|кот центром координации явл анион – это |
|при 2500 и KF(2HF (1000) с медным или |полигалогены, содерж анионы [I(xI2]- (x(1;40)|
|стальным катодом и угольным анодом в медн. |или [Br(xBr2]- (x(1;2) |
|или стальных электрлизерах. 3) Светло-желый | |
|газ с резким оч. неприятным запахом. | |
|Тпл=-2190С, Ткип=-1830С. Сильнейший | |
|окислитель, в его атм горят почти все вещ-ва.| |
|С пр. вещвами обр-ет фториды: S+3F2=SF6. При | |
|обычных усл не реагирует только с О, N, He, | |
|Ne, Ar. Из Ме наиб уст никель за счет | |
|пассивации. Реакции фтора с Н2-содержащими | |
|вещ-вами сопровожд. образ HF: | |
|2Н2О+2F2=4HF+O2. С Н2 реагир со взрывом и в | |
|темноте. Cl-газ, Br-жидкость (единств из | |
|Нем), иод – твердое в-во. В виде прост вещ-в | |
|Г образ молекулы Э2, хорошо р-рим в орган | |
|раств-лях., р-рим в воде. Хар-ны св-ва | |
|окислителей, р-руют с Н2, образ | |
|галогеноводороды, явл. газами, хорошо раств в| |
|воде – сильные к-ты. Почти все способы | |
|получения Г сводятся к окисл их ионов, при | |
|помощи окислителей или под действием тока. Cl| |
|– электролиз водн рас-ров NaCl или | |
|К(катод)Сl(анод), в лаб – действ окисл на | |
|НСl. Br, I – окислением НВr и HI, в пром – из| |
|бромидов и иодидов, дейтв на р-ры Cl. | |
|19. Взаимодействие Г с Н2О и щелочами. 1)При |27. Сероводород, получ, строение и свойства. |
|взаим с Н2О Cl образуются HCl и НОСl – |Сульфиды, методы их получения и св-ва. |
|хлорноватиствая к-та.2) Фтор: При |Р-римость и гидролиз сульфидов. H2S – |
|пропускании фтора через охлажд 2% рас-р NaOH |халькогенводород – ядовитый газ с оч. |
|образуется OF2: 2F2+2NaOH=2NaF+H2O+OF2. В |неприятным запахом тухлых яиц. Получают в |
|горячей концентрированной щелочи реак с |аппаратах Кита: FeS+HCl(FeCl2+H2S^. Tкип= - |
|фтором протекает так: |60,3, Тпл= - 85,6. На воздухе H2S горит |
|2F2(г)+4ОН-(водн)=4F-(водн)+О2+Н2О. Фтор |голубоватым пламенем: 2H2S+3О2 ( 2Н2О+2SO2. |
|реагирует с холодной Н2О, образуя |H2S легко воспламеним. H2S (к-та) сильнейший |
|фтороводород и кислород: 2F2+2H2O=4HF+O2. 4) |восстановитель. Встречается в природе в |
|Бром и иод диспропорционируют в воде |вулканич. газах и в Н2Ох мин ист. Средние |
|аналогичным Cl образом, но степень |соли H2S к-ты (водн. р-р H2S-слабая) – |
|диспропорционирования в воде уменьшается от |сульфиды, большинство нераств в воде, |
|хлора к иоду. Хлор, бром и иод |некоторые нераств в воде, р-римы в к-тах. |
|диспропорционируют также в щелочах. Например,|Сульфиды можно получить непосредственным |
|в холодной разбавленной щелочи бром |соед S с Ме: Fe+S(FeS+100.4кДж, действуя H2S |
|диспропорционирует на бромид-ионы и |на р-р. в Н2О соли соотв Ме: |
|гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы): |СuSO4+H2S(CuS+H2SO4. Сульфиды, р-рим в Н2О |
|Br2+2OH(Br-+BrO-+H2O При взаимодействии брома|немогут быть получены из солей соотв Ме. При|
|с горячими концентрированными щелочами |взаимодействии S с сульфидами Ме образ |
|диспропорционирование протекает дальше: |полисульфиды: Na2S+S(Na2Sn(n(2-8). Сульфиды |
|3BrO-(водн. гипобромат-ион)(2Br -(водн. |подвергаются гидролизу: Na2S+H2O(NaHS+NaOH |
|бромат-ион)+ BrO3- (водн. бромат (5)ион) |(S2-+H2O(HS-+OH). Различия в раств сульфидов |
|Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже|исп в аналит. химии для посл осажд Ме из |
|в холодных разбавленных щелочах. Он |р-ров. |
|самопроизвольно диспропорционирует с |28. Полусульфиды. Селениды и теллуриды. |
|образованием иодид-иона и иодат(V)-иона. Реак|Селениды и теллуриды – соли селено- и |
|фтора со щелочами, как и его реак с Н2О, не |теллурводорода – сходны с сульфидами в отнош |
|похожа на аналогичные реакции других |раств в Н2О и к-тах.- ядовитые соед. |
|галогенов. |Большинство из них в Н2О нераств, р-римы соли|
|20. Н2 соед Г и их восстан св-ва. Хи связь в |щелочн Me, Ва и аммония. |
|молек ГВ – полярная ковалентная: общ. е пара |29. Применение S, Se, Te и их соед. S исп. |
|смещена к атому Г. Прочность связи падает в |для производства H2SO4, спичек, пластмасс, |
|ряду НF – HCl – HBr – HI, падает и устойч. к |удобрений, взрывчатки, ядохимикатов и т.д. в |
|t. ГВ – бесцветные газы с резким запахом, |проц. получ резины, в орг синтезе. Se, |
|хорошо раств. в воде, раст-ние сопр диссоц по|селениды и теллуриды – полупроводники, исп. |
|кисл типу; в возд. конц. р-ры ГВ дымят |для производства выпрямителей и |
|вследствие выделения ГВ. Отриц ионы ГВ, за |фотоэлементов. Sе к стеклу=красный цвет. |
|искл фторид –иона, облаз восстан св-вами, |H2SO4 – прозв фосфорных удобр, д/чистки |
|возраст в ряду Cl-, Br-, I-. При дейчствии ГВ|нефтепродуктов, в орг. синтезе, в |
|на Ме, Ме могут окисл лишь ионами Н+, поэтому|гидроМеургии и т.д. Р-ры гидросульфидов – |
|ГВ могет реаг в раст-ре только с Ме, стоящими|Ca(HSO3)2, NaHSO3, HN4HSO3 – целлюлозо-бум. |
|до Н. HCl – бесцветная жидк с резким запахом |промышл. Na2SO4- пр-во стекла. |
|получается р-рением в воде НСl. HBr, HI |30. Взаимодействие H2SO4 c Me. H2SO4конц – |
|похожи по св-вам на HCl, но отл более выраж |окислитель, окисл. Ме, стоящие в ряду напр до|
|восстан св-вами. Молек О2 уже при tкомн |Ag включ. Продукты ее восстан. могут быть |
|окисляет HI. HBr взаим с О2 медленне, HCl не |различны в зависим от активности Меа, конц |
|взаимод вообще. Восстан св-ва HBr, HI появл |к-ты, температуры. При взаимод с малоакт Ме |
|при взаим с H2SO4: 2HBr+H2SO4( Br2+SO2^+2H2O;|H2SO4 воостан до SO2: Сг+2 H2SO4( |
|6Hi+H2SO4(3I2+S+4H2O или 8Hi+H2SO4( |CuSO4+SO2+2H2O. При взаимод с более активн Ме|
|4HI2+H2S+4H2O. Обычно ГВ получ действием Н2О |продуктами восстановл могут SO2, S, H2S. |
|на соедин Br и I с P – PBr3, PI3. Водн рас-р |Разб. H2SO4 окисл своим ионом H2, поэтому она|
|HF – плавиковая к-та – к-та средн силы. При |взаимод только с теми Ме, кот стоят в ряду |
|нейтр плавик к-ты КОН образ дифторид калия: |напряж до Н2. Свинец не раств в разбавл к-те,|
|2HF+KOH(KHF2+H2O+KF(HF. Cоли плавик к-ты |так как PbSO4 нераств. |
|обычн плохо раств в воде. | |
|21. Водородная связь в молекуле HF. Структура| |
|HF в газовой, жтдкой и твердой фазах.В жидк и| |
|газзобр сос-нии ассоциирован за счет парных | |
|Н2-связей HF(((HF. В газовой фазе при t=tкип | |
|(19,5) ассоциаты HF содержат и солекулы HF4. | |
|В кристалл сос-нии HF имеет цепееобр полимерн| |
|структуру (/Н(((FH(((F/H(((F)n | |
|31. S, Se, Te. Общ хар-ка, нахожд. в природе,|35. Водородные соед азота. Аммиак, |
|получ и св-ва. Аллотропия S, Se, Te. S – |гидроксиламин, гидразин. Азотоводородные |
|0,05% земн кор, в воле морей, океанов |к-ты. Строение, св-ва, получ. 1) Аммиак – NH3|
|(0,04%), в самородном виде, в мин: пирит |– бесцветный газ с резким запахом. Молекула |
|(Fe2S), Sb2S(антимонит), PbS (гаринит), HgS |NH3 имеет форму правил. тригональн пирам, с |
|(киноварь), BaSO4 (барит), CaSO4(2H2O (гипс),|атомом N в сос-нии сп3-гибридизации. |
|белки, витамины. Se-лунный камень – в земн. |Ткип=-35,35, Тпл = -77,7. NH3 прекрастно |
|коре 1,4(10-5%, изв более 50 мин: |р-рим в Н2О, образовывая гидрОх аммония – |
|берцилианит:Cu2Se, самородн. Се, Te – 1(10-6,|слабое основание: NH3 + Н2О(NH4OH (NH+4+OH-.|
|100мин: самородн, гессит Ag2Te, AuAgTe4 – |Жидк NH3 – прекр раствиритель, раств многие |
|сильвинит; ВСЕ - тверд вещ-ва. Se получают |Ме. Рас-ры Ме в NH3 имеют Ме-ую проводимость|
|из отходов, образ при произв H2SO4, при |и явл сильнейш восстан. NH3 - весьма |
|электролитическом рафинировании меди и пр. S |реакционное соедиение, д/кот. хар-ны реакции |
|получают из самородной, плавлением и дальн |просоедин. 2) Гидроксиламин NH2OH – |
|очисткой, а также из газов, обр при |бесцветные кристалла (тпл=33) , способен|
|коксировании и газификации угля. Хим св-ва: |к р-циям присоед с образ связей |
|S, Se, Te опред строением их внешнего валентн|донорно-акцепнорному способу. Хорошо раств в |
|Е уровня. За счет несп е np-подуровня и |Н2О, с к-тами дает соли. Проявляет как |
|наличия вакант д-орбит, на кот могут перех е |окислит, так и восстан. в-ва. 3) Гидразин |
|с- и п-подуровней СО этих эл-тов от -2 до +6.|N2H4 – бесцветная жидк, ткип=113,5, получ при|
|В ряду S, Se, Te окисл способн эл-тов |действии гипохлорита Na NaClO на конц раст-р |
|ослабевает, восстан – увеличив. S, Se, Te |аммиака. . Способность к реакц. присоед,|
|могут быть как окисл так и восстан: Zn+S(ZnS,|хорошо раств в Н2О, при взаимод с к-тами |
|S+O2 ( SO2, участвовать в реакц |образ ряд солей, бладает основными с-вами. |
|диспропорционир: S+NaOH(Na2S+Na2SO3+H2O. C H2|N2H4 – хороший восстановит, составная часть |
|S, Se, Te образ ХГ-Н2: Н2S, H2Se, H2Te. |топлива ракетных двигателей. Он и его пары |
|Аллотропия: 1) S сущ. в неск модификациях, |ядовиты. 4) Азитоводородная к-та HN3 может |
|изучены- ромбическая, моноклинная и |быть получен действием HNO2 на водн рар-р |
|пласическая. При об усл устойчива ромбическая|гидразина, бесцветная жидк (ткип=36) с резким|
|модифик (-сера, при t>95.4 – моноклинная |запахом. Слабая к-та, диссоциирцет на ионы Н+|
|(-сера, медл переход в ( форму при комн. Т. |и N3-. Анион азидоводорода: , взрывчатое|
|Молекулы ( и ( модифик состоят из 8 атомов: |вещ-во. |
|S8 .Пары S при Ткип сос-ят из |36. Ох-ы азота. Их получ, св-ва, строение. 1)|
|семси 59%-S8, 34% - S6, 4% - S4 3% S2. При |Ох азота (I) N2O (полуокись азота, веселящий |
|быстром охлажд расплавл серы, образ |газ) имеет слабый приятный запах и |
|пластическая сера, переход в (-серу при |сладковатый вкус – средство д/наркоза. |
|Ткомн. Пурпурная сера – при кристаллиз паров |Молекула линейна: N-=N+=O, получают |
|серы на поверхн охлажд жидким азотом. 2)Se |разложением NH4NO при 250С: NH4NO( N2O+H2O. |
|известен в уст серой модификации Тпл=215, |N2O проявляет сильные окисл св-ва. С Н2, NH3,|
|Тк=685, плотн=4,8г/см3 и менее уст красной и |CO, органич вещ-вами образ. взрывоопасн. |
|черной, отлич от др. различным строен |смеси. 2) NO (монОх азота). N=O, при обычн |
|кристаллов. В парах Se ведет себя аналог S 3)|усл быстро окисл до NO2. NО почти нераств в |
|Te встреч в двух модифик – аморфный |Н2О – несолеобраз Ох. Взаимод с Г с образ |
|темно-коричнев и серебристо-белый. Пары сост |нитрозилгалогенов: 2 NО+Сl2(2NOCl. С H2SO4 в |
|из солек Те2. |присутствии воздуха образует нитрозил серную |
|32. ДиОх-ы S, Se, Te. Получ и св-ва. ДиОх-ы |к-ту (NO)HSO4. Получ. каталит окисл NH3 как |
|S, Se, Te получаются при нагрвании с O2, |побочн прод в пр-ве азотной к-ты. В атмосф NO|
|являются ангидридами соотв к-т. При обычн |образ при грозов разрядах. 3) N2O3 |
|условиях диОх-ы Se, Te – твердые вещ-ва, |(диОхтриазот) сущ-ет при t140С |
|колчедана, сжиганием серы, из отходящих газов|равновесие полн смещается влево. Твердое |
|заводов цветной Меургии, из топочных газов, |вещ-во – чистый димер. NO2 взаимод с Н2О и |
|из гипса. SO2 образ при прокаливании на возд|щелочами. NO2 и N2O4 – сильн окисл. Получ в |
|сулифидов Ме. SO2 - бецветный газ с резким |лаб разложением безН2О (PbNO3)2 ((t) |
|запахом горящей серы. Хорошо рпстворим в |PbO2+2NO2. 5) N2O5 при комн т |
|воде, с образ Н SO4. |самопроиз разл на NO2 и О2. Раств-ся в Н2О, |
|33.Соли кислородосодержащих кислот S. |образуя азотную кислоту. В лаборатории |
|Сульфиты, Сульфаты. Сульфиты – средние соли |получают взаим NHO3 c P2O5. Все Ох-ы азота |
|H2SO3 - восстан-ли. Сульфиты наиб активн Ме |физиологич аналогм, кроме N2O, сильно |
|при прокаливании разлагаются с образ |ядовиты. |
|сульфидов и сульфатов. Сульфиты К и Na примен|37. Азотистая к-та, ее строение и св-ва. |
|для отбеливания некторых матер, в текстильной|Нитриты и их св-ва.HNO2 получают действием |
|пром при краш тканей, в фотографии. Сульфаты |неорган кис-т на нитриты Ме: 2NaNO2+H2SO4 |
|– средние соли H2SO4 – большинство довольно |(Na2SO4+2HNO2. HNO2 – одноосн. к-та среднй |
|хорошо р-римы в воде. К практически нераств |силы, при взаимод с основ образует соли – |
|относ (см табл раств). BaSO4 нераств не |нитриты. Проявляет окислит-восстан двойств |
|только в Н2О, но и в кисл. разб, поэтому обр |(2HNO2+2KI+H2SO4(2NO+I2+K2SO4+2H2O; |
|белого осадка в к-тах служит указанием на |5HNO2+2KMNO4+3H2SO4(5HNO3+ |
|ионы SO42-. Na2SO4 – глаубевая соль, примен |2KMNSO4+K2SO4+3H2O), известна только в сильно|
|при изгот стекла. K2SO4-бесцветн крист, |разб р-рах. Нитриты – кристаллы, хорош раств |
|хорошо раств в Н2О. Сульфат Магния содерж в |в Н2О (за искл серебра). |
|морской воде, Кальция в виде гипса. Купоросы | |
|– сульфаьы меди, железа, цинка и нек др Ме, | |
|содерж кристалл Н2О | |
| | |
| | |
|34.Кислородосодержащие к-ты серы. H2SO3, |38. Сравнение строения и св-в галогенидов |
|H2SO4, дисерная, тиосерная, пероксодисерная |азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и высмута. |
|к-та. Строение и св-ва. 1) Н2SO3 – очень |Гидролиз галогенидов. Известны бинарные |
|непрочное соед, изветна только в Н2О р-рах. |галогениды МХ3 и МХ5. . Все тригалогениды |
|Р-р Н2SO3 поглощает кислород из возду