Химия для искупления грехов⁠⁠

S (сера на этом самом английском языке таблицы) щелочных и щелочноземельных металлов, а также S атома очень хорошо растворяются в H2O (когда S других металлов - наоборот)

N - 1 элемент главной подгруппы 5 группы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне 5 электронов, из которых 3 - неспаренные, следовательно атомы этого элемента присоединяют 3 электрона, завершая внешний энергетический уровень, и приобретая при этом степень окисления +3, +5 (при этом атомы N в степенях окисления +1, +2, +3, +4 выполняют как окислительные, так и восстановительные свойства

В свободном виде N существует в виде 2 атомных молекул N2. В молекуле N2 атомы N свободно отличаются высокой прочностью тройной ковалентной связью:

N :: N или N = N

В H2O N растворяется хуже чем O

При обычных условиях N взаимодействует лишь с Li, образуя Li3N в ходе взаимодействия N и Li

6Li + N2 = 2Li3N

С другими металлами N взаимодействует лишь при высокой температуре

При высокой температуре и катализе N реагирует с H2O, образуя O + 2NH3

N2 + 3H2

При t электронной дуги N соединяется с O, образуя NO:

N2 + O2 становится при температуре 2NO - Q

NaNO3 - природное неорганическое соединение N. При этом большая часть N - в органических веществах

Все основные части клеток состоят из белковых молекул, куда входят и N

Соединение N в почве пополняется во время грозы

При этом из N и O образуется NO2, под действием O превращающийся в NO: 2NO + O2 = 2NO2

2NO2 взаимодействует с H2O (тоже в присоединении O) и получается HNO3

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

Так как на внешнем энергетическом уровне N содержит 5 электронов, из которых 3 электрона - неспаренные. Именно они участвуют в формировании 3 ковалентной связи с 3 атомами H при образовании молекул NH3

3 общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома N, а так как молекулы NH3 имеют форму треугольной пирамиды, то в результате смещения электронных пар возникает диполь (молекула ч 2 полюсами)

Молекулы NH3 (в жидкой NH3) взаимодействуют, связываясь друг с другом

Этот особый тип межмолекулярной связи - водородная связь

При испарении жидкость NH3 из окружающей среды поглощает много тепла

NH3 хорошо растворяется в H2O

Водный NH3 (аммиачный H2O) - концентрированный (25-й) водный раствор NH3

Нашатырный спирт - 10-й раствор NH3

Щелочная реакция водного раствора NH3 (которая является обратимой, от чего там 2 стрелки противоположно по векторам направлены при написании): NH3 + H2O становится NH3 × H22O и становится NH4 + OH

NH3 взаимодействует с солями и следовательно образует соли аммония ж

NH3 + HCl = NH4Cl (и водный раствор NH3 растворяется, соли аммония содержат особенный ион - NH+4, катион Mt

Донорно-пкцепторный механизм - механизм - механизм образования ковалентной связи, которая возникает не в результате обобщеситаления не, паренных электронов, а благодаря свободной электронной паре, имеющейся у одного атома

Атом N в NH3 : донор свободной электронной пары при образовании иона аммония

Катион H кислорода (воды) - акцептор свободной электронной пары при образовании иона аммония ж

NH3 - сильнейший восстановитель, но умеет окисляться до свободного азота

N образует 5 оксидов с СО +1, +2, +3, +4, +5 - несолеобразующие (N2O, NO), кислотные (N2O3 - кислота HNO2, N2O5 - кислота HNO3) и оксид, образующий при растворении в H2O 2 кислоты (NO2 - HNO2, HNO3), следовательно: 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Если растворить N2O5 при избытке H2O будет лишь HNO3 (что следует из того, что N2O5 образует HNO3):

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

Оксиды N:

NO2 - бурый, ядовитый газ, легко получаемый при окислении O воздуха бесцветного несолеобразующего NO (III), следовательно он выходит из реакции: 2NO + O2 = 2NO2

HNO3 - бесцве рая жидкость, дымится на воздухе. При хранении на свету концентрированная HNO3 желтеет, ведь частично разлагается с образованием бурого газа NO2, следовательно он выходит из реакции:

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2

С металлами HNO3 ведёт себя по особому, ведь ни 1 металл не вытесняет из неё H, независимо от концентрации HNO3, всё это из-за того, что HNO3 - сильный окислитель из-за N с 5 СО, выиесрчющего металлы оттуда и восстанавливающий вещество

Продукт восстановления HNO3 зависит от положения металла в ряду напряжений, концентрации HNO3 и условий проведения реакции. Например, при взаимодействии с Cu HNO3 (лишь концентрированная) разьавтчется до NO (IV): Cu + 4HNO3 (конц ) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O; конц ) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O; а разбавленная - до NO (2): 3Cu + 8HNO3 (разбавленная) = 3Cu(NO3) 2 + 2NO + 4H2O

Fe и Al при обычных условиях и действии концетрированниц HNO3 покрываются плёнкой, так как кислота пассирует металлы

Э

Атомы P на фоне атомов N имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности (а следовательно и более выраженные восстановительные свойства)

P образует несколько электронных модификаций (так как простое вещество)

2 примера простых веществ, которые образуются из-за факиа существования этих самых аллотропных модификаций (которые я по ошибке случайно назвал электронными): беоый и красный P

Белый P имеет молекулярную кристаллическую решётку, состоящую из молекул P4. Он неиасиворим в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. На воздухе белый P легко окисляется, а в порошковом состоянии даже воспламеняется. Вопреки этому, Красный P нерастворим в воде и сероводороде, а на воздухе окисляется медленно без воспламенения

Белый P очень ядовит, поэтому его хранят под водой, ведь его свойство - светится в темноте из-за окисления самого себя. Красный P, наоборот не ядовит, а следовательно и не светится в темноте

Химические свойства красного и белого P близки, следовательно они взаимодействуют с металлами, образуя фосфиды (также это самое взаимодействие с фосфидами происходит из-за того, что белый P чуть активнее красного, а неметаллам свойственно взаимодействовать с металлами):

3Ca + 2P = Ca3P2

Реакция явления, когда из-за воспламенения белого P образуется оксид P (V), выделяющийся в виде густого дым

4P + 5O2 = 2P2O5

С H P непосредственно не реагирует, следовательно фосфин (PH3) допустимо получить лишь косвенным путём, например, из фосфидов:

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

Фосфин - очень ядовитый газ

При горении P образуется оксид фосфора (V) P2O5 - бесцветный гигроскопичный порошок, типичный кислотный оксид, обладающий всеми свойствами кислотных оксидов

P2O5 соответствует H3PO4 (так как оксидам соответствует определённая кислота, в зависимости от того, каким является сам оксид)

3 ряда солей, которые H3PO4 образует как трёхосновная кислота:

1. Средние соли или фосфаты (например, Ca3(PO4)2), не растворяющиеся ч воде кроме фосфатов щелочных металлов

2. Кислые соли, когда они - дигидрофосфаты (например, Ca(H2PO4)2), большинство из которых растворимо хорошо в воде

3. Кислые соли - гидрофосфаты (например, CaHPO4), которые малорастворимы в воде кроме фосфатов натрия, калия и аммония, занимая промежуточное положение между фосфатами и дигидрофосфатами

Реактив на растворимые фосфаты - раствор Ag3PO4, при взаимодействии с которым образуется жёлтый осадок Ag3PO4:

3Ag + PO4 = Ag3PO4

Но в отличие от AgCl и AgL, Ag3PO4 растворяется при добавлении раствора кислоты, так как фосфор в природе есть только в виде соединений ж

Важнейшие соединения фосфора - минералы фосфориты и Апатиты

C находится в главной подгруппе 4 группы, следовательно его атомы на внешнем энергетическом уровне содержат 4 электрона, поэтому его атому принимают 4 электрона, приобретая СО -4

Алмаз - прозрачное кристаллическое вещество, твержейшее

Алмазы кристаллов обычно бесцветны (иногда цветны), всегда имеют металлический блеск из-за светоотражения

Крупные алмазы имеют своё имя и биографию

Графит - тёмное-серое, жир*ое на ощ*пь вещество, 1 из аллотропных форм C

Сходсное с графитом строение имеют сажа и древесный уголь

Древесный уголь получают при сухой перегонке древесины

Благодаря своей пористой поверхности древесный уголь делает абсорцию - свойство, когда вещество поглощает газы и растворённые вещества

Чем больше пористость древесины, тем эффективнее абсорбция

Активированный уголь - уголь, обработанный следующим способом: ради увеличения умения поглощать, древесный уголь обрабатывают горячим водяным паром

Активированный уголь - основной материал для изготовления бытовых фильтров сорбентного типа

Если бросить куски активированного угля в колбу с NO2 (бурым газом), то бурая окраска исчезнет вследствие того самого положительного умения активированного угля

На поглотительной способности активированного угля основано действие противогазов - устройств для защиты от вредных примесей

Алмаз и графит соединяются с O при очень высокой температуре: сажа и уголь взаимодействуют с O гораздо легче сгорая в нём, но в любом случае результат этого взаимодействия - 1, образуется CO2 по реакции (C + O2 = CO2)

С металлами C при нагревании образует карбиды, например: 4Al + 3C = Al4C3. Al4C3 - светло-жёлтые прозрачные кристаллы

CaC2 (в виде кусков серого цвета) применяют газосварщики для получения ацителина C2H2: CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2

В атмосфере содержится CO2 - углекислый газ

C образует 2 оксида - CO и CO2

CO - бесцветный, не имеющий запаха газ

CO - угарный газ, так как ядовит

CO относят к несолеобразующих оксидам, следовательно будичи оксидом неметалла, CO2 должен реагировать с щелочами и основными оксидами C образованием срли и H2O, но этого не происходит

Si в природе - 2 пр распространённости после O элемент

Земная кора на более чем четверть состоит из соединений Si

Самое распространённое соединение Si - SiO2 (кремнозём)

Из SiO2 состоят обычный и кварцевый песок

Причина копей из Si - его доступность

2 тип природных соединений Si - силикаты. Среди них самые распространённые - алюмосиликаты (гранит, различные виды глин, слюды). Силикат, не содержащий Al - асбест

SiO2 нужен для жизни, так как придаёт прочность стеблям растений и защитным покровам животных

Соединения Si придают гладкость и прочность волосам и ногтям человека

Si входит и в состав низших живых организмов

В отличие от металлов, с повышением температуры электропроводность кристаллического кремния увеличивается

Si горит в O, образуя SiO3 по реакции Si + O2 = SiO2

Как неметалл, Si соединяется с металлами при образовании силицидов по реакции (например): Si + 2Mg = Mg = Si

Силициды легко разлагаются H2O или кислотами, при этом выделяется газообразное водородное соединение Si по реакции силана: Mg2So + 2H2SO4 = 2MgSO4 + SiH4

В отличие от углеводородов, силан га воздухе самовоспламеняется и сгорает с образованием SiO2: SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O

Повышенная реакционная способность силана на фоне CH4 объясняется тем, что размер атома у Si больше, чем у C

Изменение свойств элементов и образованных ими веществ в пределах одного периода с увеличением порядкового номера элемента:

1. Возрастают: Заряд ядра атома, число электронов на внешнем слое атома; степень окисления элементов в высших оксидах и гидроксидах (как правило равная номеру группы); окислительные свойства; неметаллические свойства простых веществ; кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов

2. Уменьшаются: Радиус атома; металлические свойства простых веществ; восстановительные свойства; основные свойства высших оксидов и гидроксидов

3. Не изменяется число электронных слоёв (энергетических уровней в атоме)

Изменение свойств элементов и образованных ими веществ в пределах одной A группы с увеличением порядкового номера элемента:

1. Возрастают: Заряд атомного ядра; число электронных слоёв (энергетических уровней) в атоме; радиус атома; восстановительные свойства; металлические свойства простых веществ; основные свойства высших оксидов и гидроксидов; кислотные свойства (степень электролитической диссоциации) бескислородных кислот металлов

2. Уменьшаются: Электроотрицательность; окислительные свойства; неметаллические свойства простых веществ; прочность (устойчивость) летучих водородных соединений.

3. Не изменяются: Число электронов во внешнем электронном слое атома; степень окисления элементов в высших оксидах и гидроксидах (как правило, равная номеру группы).

Правило расчёта степени окисления:

1. Степень окисления H = +1 кроме гидридов (например, NaH, CaH2, где у всех H степень окисления = -1)

2. Степень окисления O = -2 кроме пероксидов (например, Na2O2, H2O2, где у всех O степень окисления = -1) и фторидов (например, OF2, O2F2)

3. Степень окисления металлов (максимальная) = +(номер группы) (+9 имеют Ru, Os)

4. Степень окисления свободных атомов и простых веществ = 0

5. С**марная степень окисления всех элементов в соединении = 0

6. Степень окисления элемента, образующего кислородный остаток кислород содержащей кислоты определяется по её формуле. Например, для Al2(SO4)3 степень окисления = 6, так как это значение она имеет именно в H2SO4

Типы химической связи:

У атомной (ковалентной) связь неполярная, а её соединяющие частицы - атомы; У атомной (ковалентной) связь также бывает полярная, а её соединяющие частицы - тоже атомы. Механизм возникновения связи атомов неполярной атомной (ковалентной) связи и атомов полярной атомной (ковалентной связи) - образование общих пар, когда у неполярной атомной (ковалентной) связи общие электронные пары не смещены, а у полярной атомной (ковалетной) связи общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательных элементов. У неполярной атомной ковалентной связи и полярной атомной ковалентной связи "силы, удерживающие частицы" - взаимодействия электрических полей, создаваемых электронами

Примеры веществ неполярной атомной (ковалентной) связи - простые вещества (неметаллы), сложные вещества с атомами 1 элемента, связанные между собой (H-O-O-H)

Примеры веществ полярной атомной (ковалентной) связи - бинарные соединения (с исключением галогенид и оксидов элементов IA и IIA групп), кислоты, органические вещества

Типы химической связи:

У ионной связи соединяющие частицы - ионы; у металлической - атом-ионы; у водородной - H и Элементы (F, O, N)

Механизм возникновения связи атомов ионной связи - смещение электронов, металлической - делокация связывающих электронов, у водородной - "Атом H 1 молекулы притягивается неопределённой электронной парой атома более электроотрицательного ат*ма другой молекулы. У ионной связи "силы, удерживающие частицы" - катионы и анионы, у металлической - электроны и катионы, у водородной - протоны и электроны, атомы более электроотрицательных элементов

Примеры веществ ионной связи - галогениды/гидриды и оксиды металлов IA и IIA групп/щёлочи/соли, металлической - металлы/сплавы металлов, водородной - водородные соединения F, O, N (реже Cl и S), спирт, белки, нуклеиновые кислоты