2)Алюми́ний — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов д. И. Менделеева, с атомным номером 13.
Нахождение в природе:
Природный алюминий состоит практически полностью из единственного стабильного изотопа 27Al со следами 26Al, радиоактивного изотопа с периодом полураспада 720 тыс. лет, образующегося в атмосфере при бомбардировке ядер аргона протонами космических лучей.
Получение:
Он заключается в растворении оксида алюминия Al2O3 в расплаве криолита Na3AlF6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.
Алюминотермия — способ получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их оксидов металлическим алюминием.
Билет№5. РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ, бинарные или многокомпонентные мол. системы, состав к-рых может изменяться непрерывным образом (по крайней мере, в нек-рых пределах). В отличие от растворов электролитов, в растворы неэлектролитов (мол. р-рах) заряженные частицы в сколько-нибудь заметных концентрациях отсутствуют. растворы неэлектролитов могут быть твердыми, жидкими и газообразными.
Первый закон Рауля
Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом:
Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.
Второй закон Рауля
Тот факт, что давление паров над раствором отличается от давления паров над чистым растворителем, существенно влияет на процессы кристаллизации и кипения. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля.
Криоскопия (от греч. kryos — холод и scopeo — смотрю) — измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем.
Правило Вант-Гоффа —При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза
Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния.
Билет№6. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного в-ва.
Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы.
Слабые электролиты - химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированы на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами.
Электроличиская диссоциация-процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе илит при плавлении.
Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:
Р-элементы 4 группы – углерод,кремний,германии,олово и свенец.
Билет№7. 1)Электролитическая диссоциация – это распад вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.
рН = -lg[H+].
Буферные растворы – это растворы при добавлении к которым кислот или щелочей их pH меняется незначительно.
Угольная кислота образует:
1) средние соли (карбонаты),
2) кислые (гидрокарбонаты).
Карбонаты и гидрокарбонаты термически нестойки:
СаСОз = СаО + СО2^,
Са(НСО3)2 = СаСО3v +СО2^ + Н2О.
Карбонат натрия (кальцинированная сода) – является одним из главных продуктов химической промышленности. В водном растворе он гидролизуется по реакции
Nа2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
СО3-2 + Н+-ОН- - НСО3- + ОН-.
Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) – широко используется в пищевой промышленности. Вследствие гидролиза раствор также имеет щелочную среду
NаНСО3 > Nа+ + НСО3-,НСО3- + Н-ОН - Н2СО3 + ОН-.
Кальцинированная и питьевая сода взаимодействуют с кислотами
Nа2СО3 + 2НСl - 2NаСl + СО2^ + Н2О,
2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О,
СО3-2 + 2Н+ - СО2^ + Н2О;
NаНСО3 + СН3СООН - СН3СООNа + СО2^ + Н2О,
Nа+ + НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + Nа+ + СО2^ + Н2О,
НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + СО2^ + Н2О.
Билет№8. 1)_ионно-обменные в растворах :
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2↑ + H2O
CO3 + 2H → CO2↑ + H2O
С выделение газа: Na2CO3 + 2HCl = CO2↑ + H2O + 2NaCl
2) Химические свойства Азота. Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, Азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов Азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения Азота с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 .
Физические свойства Азота. Азот немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м3 (при 0°С и 101325 н/м2 или 760 мм рт. ст.), tпл -209,86°С, tкип -195,8°С. Азот сжижается с трудом: его критическая температуpa довольно низка (-147,1°С) а критическое давление высоко 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); плотность жидкого Азота 808 кг/м3. В воде Азот менее растворим, чем кислород: при 0°С в 1 м3 Н2О растворяется 23,3 г Азота. Лучше, чем в воде, Азот растворим в некоторых углеводородах.
Билет№9. Гидролиз (от греч. hydro – вода, lysis – разложение) означает разложение вещества водой. Гидролизом соли называют обратимое взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.
Вода хотя и в малой степени, но диссоциирует:
H2O H+ + OH–.
Хлорид натрия H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (нет реакции) Нейтральная
Kарбонат натрия + НОН + OН–,
2Na+ + + H2O + OН–,
Na2CО3 + H2O NaHCО3 + NaOН Щелочная
Хлорид алюминия Al3+ + НОН AlOH2+ + Н+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Kислая