Шпаргалка: Билеты по общей и неорганической химии

В народном хозяйстве:

Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах. Его невероятно высокая температура плавления, даёт возможность делать из него тигли для заливки металлов. Способность графита проводить электрический ток также даёт возможность изготавливать из него высококачественные электроды.

Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Помимо этого, ограненные алмазы -- бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м·К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области.

2. Составьте химические формулы соединений азота в соответствии с возможными степенями окисления.

оксид азота (валентность V) N2O5

азотная кислота HNO3 степень окисления +5

нитраты KNO3, AgNO3

оксид азота (валентность IV) NO2 степень окисления +4

оксид азота (валентность III) N2O3

азотистая кислота HNO2 степень окисления +3

нитриты NaNO2, Ca(NO2)2

оксид азота (валентность II) NO степень окисления +2

оксид азота (валентность I) N2O степень окисления +1

гидроксиламин NH2OH степень окисления -1

N2H4 степень окисления -2

NH3 степень окисления -3

нитриды AlN, Ca3N2

Билет №8

1. Кремний. Распространение в природе. Оксид кремния (IV). Кремниевая кислота. Силикаты.

Кремний расположен в главной подгруппе IV группы и в третьем периоде периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация кремния в основном состоянии:

+14Si 1s22s22p63s23p2

Электронная конфигурация кремния в возбужденном состоянии:

+14Si* 1s22s22p63s13p3

Атом кремния содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома кремния -- от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Кремний -- второй по распространенности элемент на Земле после кислорода. Встречается только в виде соединений. Оксид кремния SiO2 образует большое количество природных веществ - горный хрусталь, кварц, кремнезем.

Простое вещество кремний - атомный кристалл темно - серого цвета с металличес-ким блеском, довольно хрупок. Температура плавления 1415 °C, плотность 2,33 г/см3. Полупроводник.

Качественная реакция на силикат - ионы SiO32- -- взаимодействие солей-силикатов с сильными кислотами. Кремниевая кислота - слабая. Она легко выделяется из растворов солей кремниевой кислоты при действии на них более сильными кислотами.

Например, если к раствору силиката натрия прилить сильно разбавленный раствор соляной кислоты, то кремниевая кислота выделится не в виде осадка, а в виде геля. Раствор помутнеет и «застынет».

Na2SiO3 + 2HCl > H2SiO3 + 2NaCl

Типичные соединения кремния

оксид кремния (валентность IV) SiO2

кремниевая кислота H2SiO3 степень окисления +4

силикаты Na2SiO3

бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)

силан SiH4 степень окисления -4

силициды металлов (силицид натрия Na4Si)

Химические свойства кремния

При нормальных условиях кремний существует в виде атомного кристалла, поэтому химическая активность кремния крайне невысокая.

1. Кремний проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (при взаимодействии с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому кремний реагирует и с металлами, и с неметаллами.

1.1. При обычных условиях кремний реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV):

Si + 2F2 > SiF4

При нагревании кремний реагирует с хлором, бромом, йодом:

Si + 2Cl2 > SiCl4

Si + 2Br2 > SiBr4

1.2. При сильном нагревании (около 2000оС) кремний реагирует с углеродом с образованием бинарного соединения карбида кремния (карборунда):

C + Si > SiC

При температуре выше 600°С взаимодействует с серой:

Si + 2S > SiS2

1.3. Кремний не взаимодействует с водородом.

1.4. С азотом кремний реагирует в очень жестких условиях:

3Si + 2N2 > Si3N4

1.5. В реакциях с активными металлами кремний проявляет свойства окислителя. При этом образуются силициды:

2Ca + Si > Ca2Si

Si + 2Mg > Mg2Si

1.6. При нагревании выше 400°С кремний взаимодействует с кислородом:

Si + O2 > SiO2

2. Кремний взаимодействует со сложными веществами:

2.1. В водных растворах щелочей кремний растворяется с образованием солей кремниевой кислоты. При этом щелочь окисляет кремний.

Si + 2NaOH + H2O > Na2SiO3 + 2H2

2.2. Кремний не взаимодействует с водными растворами кислот, но аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты:

Si + 6HF > H2[SiF6] + 2H2

При обработке кремния безводным фтороводородом комплекс не образуется:

Si(тв.) + 4HF(г.) = SiF4 + 2H2

С хлороводородом кремний реагирует при 300 °С, с бромоводородом - при 500 °С.

2.3. Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO3 + 12HF > 3SiF4 + 4NO + 8H2O

Оксид кремния (IV) - это твердое вещество с атомной кристаллической решеткой. В природе встречается в виде кварца, речного песка, кремнезема и прочих модификаций:

Оксид кремния (IV) - типичный кислотный оксид. За счет кремния со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства.

1. Как кислотный оксид, диоксид кремния (IV) взаимодействует с растворами и расплавами щелочей и в расплаве с основными оксидами. При этом образуются силикаты.

Например, диоксид кремния взаимодействует с гидроксидом калия:

SiO2 + 2KOH > K2SiO3 + H2O

Еще пример: диоксид кремния взаимодействует с оксидом кальция.

SiO2 + CaO > CaSiO3

2. Оксид кремния (IV) не взаимодействует с водой, т.к. кремниевая кислота нерастворима.

3. Оксид кремния (IV) реагирует при сплавлении с карбонатами щелочных металлов. При этом работает правило: менее летучий оксид вытесняет более летучий оксид из солей при сплавлении.

Например, оксид кремния (IV) взаимодействует с карбонатом калия. При этом образуется силикат калия и углекислый газ:

SiO2 + K2CO3 > K2SiO3 + CO2

4. Из кислот диоксид кремния реагирует только с плавиковой или с газообраз-ным фтороводородом:

SiO2 + 4HF(г) = SiF4 + 2H2O

SiO2 + 6HF(р-р) > H2[SiF6] + 2H2O

5. При температуре выше 1000 °С оксид кремния реагирует с активными металлами, при этом образуется кремний.

Например, оксид кремния взаимодействует с магнием с образованием кремния и оксида магния:

SiO2 + 2Mg > Si + 2MgO

При избытке восстановителя образуются силициды:

SiO2 + 4Mg > Mg2Si + 2MgO

6. Оксид кремния (IV) взаимодействует с неметаллами.

Например, оксид кремния (IV) реагирует с водородом в жестких условиях. При этом оксид кремния проявляет окислительные свойства:

SiO2 + 2Н2 > Si + 2Н2O

Еще пример: оксид кремния взаимодействует с углеродом. При этом образуется карборунд и угарный газ:

SiO2 + 3С > SiС + 2СО

При сплавлении оксид кремния взаимодействует с фосфатом кальция и углем:

3SiO2 + Ca3(PO4)2 + 5C > 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Кремниевая кислота

Кремниевые кислоты -- очень слабые, малорастворимые в воде соединения общей формулы nSiO2*mH2O. Образует коллоидный раствор в воде.

Метакремниевая H2SiO3 существует в растворе в виде полимера:

1. Кремниевая кислота -- нерастворимая. Кислотные свойства выражены очень слабо, поэтому кислота реагирует только с сильными основаниями и их оксидами:

Например, кремниевая кислота реагирует с концентрированным гидроксидом калия:

H2SiO3 + 2KOH > K2SiO3 + 2H2O

2. При нагревании кремниевая кислота разлагается на оксид и воду:

H2SiO3 > SiO2 + H2O

Силикаты.

Силикаты -- это соли кремниевой кислоты. Большинство силикатов нерастворимо в воде, кроме силикатов натрия и калия, их называют «жидким стеклом».

Способы получения силикатов:

1. Растворение кремния, кремниевой кислоты или оксида в щелочи:

H2SiO3 + 2KOH > K2SiO3 + 2H2O

Si + 2NaOH + H2O > Na2SiO3 + 2H2

SiO2 + 2KOH > K2SiO3 + H2O

2. Сплавление с основными оксидами:

СаО + SiO2 > CaSiO3

3. Взаимодействие растворимых силикатов с солями:

K2SiO3 + CaCl2 > CaSiO3 + 2KCl

Оконное стекло (натриевое стекло) -- силикат натрия и кальция: Na2O·CaO·6SiO2.

Стекло получают при сплавлении в специальных печах смеси соды Na2CO3, известняка CaCO3 и белого песка SiO2:

6SiO2 + Na2CO3 + CaCO3 > Na2O·CaO·6SiO2 + 2CO2

Для получения специального стекла вводят различные добавки, так стекло содержащее ионы Pb2+ - хрусталь; Cr3+ - имеет зеленую окраску, Fe3+ - коричневое бутылочное стекло, Co2+ - дает синий цвет, Mn2+ - красновато-лиловый.

2. Составьте химические формулы соединений фосфора в соответствии с возможными степенями окисления.

оксид фосфора (V) P2O5

ортофосфорная кислота H3PO4

метафосфорная кислота HPO3

пирофосфорная кислота H4P2O7 степень окисления +5

фосфаты Ca3(PO4)2

гидрофосфаты CaНРО4

дигидрофосфаты Ca(Н2РО4)2

галогенангидриды: PОCl3, PCl5

оксид фосфора (III) P2O3

фосфористая кислота H3PO3 степень окисления +3

фосфиты PbHPO3

галогенангидриды: PCl3

фосфорноватистая кислота H3PO2 степень окисления +1

соли фосфорноватистой кислоты -- гипофосфиты: Mg(H2PO2)2

фосфин PH3 степень окисления -3

фосфиды металлов Ca3P2

Билет №9

1. Общая характеристика элементов III А группы. Алюминий и его соединения. Применение в медицине.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) -- это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns2nр1 -- электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы.

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Характеристики элементов IIIA группы:

Алюминий и его соединения.

Алюминий расположен в главной подгруппе III группы и в третьем периоде периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии:

+13Al 1s22s22p63s23p1 1s 2s 2p 3s 3p

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии:

+13Al* 1s22s22p63s13p2 1s 2s 2p 3s 3p

Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.

Алюминий - лёгкий металл серебристо - белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

Температура плавления 660оС, температура кипения 1450оС, плотность алюминия 2,7 г/см3.

Алюминий -- один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной перера-ботки.

Алюминий -- самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространен-ности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре -- около 8%.

В природе алюминий встречается в виде соединений:

Бокситы Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3) -- гидрат оксида алюминия.

Корунд Al2O3. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.

Способы получения:

Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970оС) Na3AlF6, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

Al2O3 > Al3+ + AlO33-

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод: Al3+ +3e > Al0

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Анод: 4AlO33- -- 12e > 2Al2O3 + 3O2

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

2Al2O3 > 4Al + 3O2

Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:

AlCl3 + 3K > Al + 3KCl

Качественная реакция на ионы алюминия -- взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами. При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.

Например, хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl3 + 3NaOH > Al(OH)3 + 3NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината: