Гидролиз как обменный процесс. Необратимый гидролиз органических и неорганических соединений и его значение в практической деятельности человека

Гидролиз-это обменное взаимодействие веществ с водой приводящее к их разложению.Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, то есть вещества, которые при данных условиях не могут провзаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, так как реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

15. Окислительно-восстановительные реакции. Классификация окислительно-восстановительных реакций.

К окислительно-восстановительным реакциям могут быть отнесены химические реак­ции следующих типов.1)Реакции замещения (вытеснения)

Примером реакций этого типа может служить реакция между оксидом железа (III) и алюминием. В этой реакции алюминий вытесняет железо из раствора, причем сам алюминий окисляется, а железо восстанавливается. 2)Реакции металла с кислотами

В периоде, у неметаллов: заряд ядра увеличивается; радиус атома уменьшается; число электронов на внешнем энергетическом уровне увеличивается; электроотрицательность увеличивается; окислительные свойства усиливаются; неметаллические свойства усиливаются.В группе у неметаллов заряд ядра увеличивается; радиус атома увеличивается; число электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется; электроотрицательность уменьшается; окислительные свойства ослабевают; неметаллические свойства ослабевают. Все простые вещества-неметаллы образованы атомами, связанными между собой ковалентной неполярной связью.Неметаллы образуют большое количество кислородных соединений – оксидов.

18. Водородные соединения неметаллов. Оксиды и ангидриды карбоновых кислот.

Гидриды . В соединениях с неметаллами водород проявляет степень окисления +1. Поскольку энергия ионизации водорода очень большая, химическая связь его с неметаллами не ионная, а полярно-ковалентная. Наиболее электроотрицательные р-элементы в правой части периодов, например сера и хлор, реагируют с водородом, образуя ковалентные гидриды, которые обладают кислотными свойствами и сила этих кислот увеличивается по мере увеличения размера атома присоединяемого к водороду неметалла. Исключениями являются метан СН₄ , представляющий собой нейтральное соединение, а также аммиак NH₃ , обладающий основными свойствами. Водородные соединения неметаллов хорошо растворимы в воде и образуют кислоты с теми же формулами.Более электроотрицательные р-элементы, например алюминий, кремний и фосфор, в нагретом состоянии не реагируют с водородом.Электроположительные s-металлы образуют ионные оксиды, как, например, оксид натрия Na₂ O и оксид магния MgO. Оксиды элементов, расположенных в средней и правой частях периода, являются преимущественно ковалентными соединениями, как, например, оксиды азота и серы.

Кислотно-основный характер оксидов тоже изменяется от основного у оксидов элементов левой части периода к амфотерному у оксидов элементов средней части периода и далее к кислотному у оксидов элементов правой части периода.

19. Основания органические и неорганические.

Основания — электролиты, при диссоциации ко­торых образуется только один вид анионов — гидроксид-ионы.

Классификация оснований:

1. Растворимые в воде (щелочи) — гидроксиды металлов главных подгрупп I и II групп.

2. Нерастворимые в воде — гидроксиды остальных металлов.

Химические свойства

Получение оснований. Щелочи получают электро­лизом растворов солей.Электролиз раствора хлорида натрия. Процессы на катоде и аноде:

20. Кислоты органические и неорганические.

Кислота — сложное вещество, при диссоциации которого образуется только один тип катионов — ионы водорода.

Классификация кислот.

Соляная кислота — водный раствор газа хлоро-водорода в воде.Химические свойства.

При реакции сосновными оксидами образуются соли:

Кислоты реагируют сметаллами, находящимися в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется газо­образный водород и образуется соль:

Получение кислот. Многие кислоты можно полу­чить при реакции кислотных оксидов с водой:

Концентрированная серная кислота при обычной температуре не действует на многие металлы.При этом образуются соли серной кис­лоты, однако водород не выделяется, а получаются другие вещест­ва, например сернистый газ.

21. Элементы IА-группы. Элементы IIА-группы.

В периодической системе элементов металлы в основном располагаются в главных подгруппах I—Ill групп, а также в побочных подгруппах.

В IA группе у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1 электрон в состоянии s¹ , во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2 электрона в состоянии s² . Эти элементы относятся к s-элементам. В IIIA группе у всех элементов на внешнем ЭУ 3 электрона в состоянии s² p¹ . Они относятся к p-элементам.В IA группу входят щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность которых при движении сверху вниз увеличивается вследствие увеличения радиуса атомов, металлические свойства возрастают также, как и у щелочеземельных металлов IIA группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

22. Алюминий.

Алюминий расположен в 3-й группе главной подгруппы, в 3 периоде. Порядковый номер 13. Атомная масса ~27. Р-элемент. Электронная конфигурация: 1s22s22p63s23p1. На внешнем уровне 3s23p1 находятся 3 валентных электрона. Степень окисления +3, валентность – III.

Физические свойства: алюминий – металл серебристо-белого цвета, мягкий, механически прочный, тепло– и электропроводный, легко вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкую фольгу, легко образует сплавы.Химические свойства: 4Аl + 3О2 = 2Аl2О3 2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3? + 3Н2

Получение. В промышленности алюминий получают электролизом раствора Аl2О3 в расплавленном криолите Na3AlF6 с добавлением СаF2. Алюминий выделяется на катоде.Нахождение в природе: алюминий – один из наиболее распространенных элементов в земной коре – до 250 руд, содержащих алюминий: боксит, корунд,рубин и сапфир – драгоценные камни; нефелин –– одна из важнейших алюминиевых руд.Применение алюминия и его соединений и сплавов: алюминий и его соединения применяется в быту и во всех отраслях народного хозяйства: в машиностроении, автостроении, в химической промышленности. При помощи алюмотерапии производят сварку рельсов, проводят сварочные работы под водой. Чистым алюминием покрывают бензобаки, что способствует предохранению бензина от теплового излучения.

23. Галогены. Общая характеристика на основании их положения в Периодической системе элементов Д.И.Менделеева и строения атомов. Важнейшие соединения галогенов, их свойства, значение и применение. Галогены в природе. Биологическая роль галогенов.

Галогены находятся вглавнойподгруппеVII группы периодической Системы химических элементов.

К галогенам относят фтор(F)-2 период,хлор(Cl)-3 период, бром(Br)-4 период, иод(I)-5 период и астат(At)-6 период.