Top.Mail.Ru
loader
>> ИЕМН
ХИМИЧЕСКИЙ факультет
  • Map Icon

    г. Самара
    ул. ак. Павлова, д. 1

  • Call Icon

    pushkin.dv@ssau.ru
    (846) 334-54-32

➤

Серная кислота

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Физические свойства серной кислоты

Безводная серная кислота представляет собой бес­цветную маслянистую жидкость. При T=296,2°С и P=0,98-105 Па безводная серная кислота начинает кипеть, разлагаясь до образования азеотропной смеси, содержащей 98,3% H2SO4 и 1,7% H2O, которая кипит  при T=336,5°С.

Серная кислота не дымит, не имеет цвета и запаха, при обычной температуре находится в жидком состоянии, в концентрированном виде не корродирует черные металлы. В то же время, серная кислота относится к числу сильных минеральных кислот, образует многочисленные устойчивые соли и дешева.

В лаборатории смешивание серной кислоты и воды следует проводить с осторожностью, а именно, добавляя серную кислоту в воду маленькими порциями и постоянно перемешивая.

Производство серной кислоты

Серную кислоту в промышленности производят двумя способами: контактным (с использованием твердых катализаторов) и нитрозным (где она орошается водой или разбавленной серной кислотой в реакторах башенного типа). 

В настоящее время основным методом производства серной кислоты является контактный, поскольку этот метод имеет преимущества перед другими: получение продукта в виде чистой концентрированной кислоты, является приемлемым для всех потребителей; уменьшение выбросов вредных веществ в атмосферу с выхлопными газами.

Более подробно о способах получения серной кислоты можно прочитать в этой статье.

Химические свойства H2SO4

Серная кислота – одна из самых активных неорганических кислот.

Она реагирует почти со всеми металлами и их оксидами, вступает в реакции обменного разложения, энергично соединяется с водой, обладает окислительными и другими важными химическими свойствами.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, то есть катионы водорода от их молекул отрываются не одновременно, а по очереди. По этой причине диссоциация таких кислот выражается несколькими уравнениями, количество которых равно основности кислоты. Из многоосновных кислот, серная кислота является исключением. Поскольку серная кислота хорошо диссоциирует по обеим ступеням, допустимо записывать уравнение диссоциации в одну стадию: 

H2SO4  → 2H+ + SO42-

Разбавленная серная кислота обладает свойствами, общими для кислот: взаимодействует с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений до водорода, реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами, а также с солями.

  • С металлами: разбавленная серная кислота при взаимодействии с металлами проявляет окислительные свойства за счет атомов водорода в степени окисления +1

H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2

H2SO4 + Cu ⇏

  • С основными оксидами:

H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O

H2SO4 + CaO → CaSO4 + H2O

H2SO4 + FeO → FeSO4 + H2O

  • С амфотерными оксидами:

3H2SO4 + Fe2O3 → Fe2(SO4)3 + 3H2O

3H2SO4 + Cr2O3 → Cr2(SO4)3 + 3H2O

H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O

  •  С основаниями:

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

H2SO4 + NH3 → NH4HSO4

При взаимодействии серной кислоты с KOH образуются сульфаты или гидросульфаты, в зависимости от соотношения веществ:

H2SO4 + КОН → KHSO4 + H2O

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Серная кислота взаимодействует с амфотерными гидроксидами:

3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O

3H2SO4 + 2Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 + 6H2O 
H2SO4 + Be(OH)2 → BeSO4 + 2H2O

  • Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты,  сульфиды  и  др.).

H2SO4 + 2NaHCO3 → Na2SO4 + 2CO2 + 2H2O

Или с силикатом натрия: H2SO4 + Na2SiO3 → Na2SO4 + H2SiO3

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl

Необходимым условием протекания  реакции с солями является образование малодиссоциирующего вещества, осадка, газа.

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту, кроме солей HBr и HI:

NaNO3 (тв) + H2SO4(конц) → NaHSO4 + HNO3

С солями HBr и HI протекают окислительно-восстановительные реакции:

3H2SO4(конц.) + 2KBr → Br2 + SO2 + 2KHSO4 + 2H2O

5H2SO4(конц.) + 8KI → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

H2SO4(конц.) + 3H2S → 4S + 4H2O

 Концентрированная серная кислота также может вытеснять хлороводород из твердых хлоридов, например, NaCl:

NaCl(тв) + H2SO4(конц) → NaHSO4 + HCl

Преимущественно используется концентрированная серная кислота, поскольку смесь данных веществ начинает реагировать уже при комнатной температуре, а хлороводород является сильной кислотой и поэтому в растворе диссоциирует полностью, то есть обладает большей растворимостью в воде.

 Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода H2S.

  • Fe, Al, Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоду. При нагревании реакция возможна.

6H2SO4(конц.) + 2Fe → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

6H2SO4(конц.) + 2Al → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

  •   При взаимодействии с неактивными металлами ( Cu, Hg, Ag ) концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2 :

2H2SO4(конц.) + Cu → CuSO4 + SO2  + 2H2O

2H2SO4(конц.) + Hg → HgSO4 + SO2  + 2H2O

2H2SO4(конц.) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2+ 2H2O

  • При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до S:

3Mg + 4H2SO4 → 3MgSO4 + S + 4H2O

  • При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до H2S, S, SO2:

4Zn+5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4 → 3ZnSO4 + S + 4H2O

Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 4H2O

5. Качественной реакцией на сульфат-ионы является реакция с растворимыми солями бария.  При этом образуется белый кристаллический осадок BaSO4 :

BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl

6. Окислительные свойства H2SO4(конц) проявляются и при взаимодействии с неметаллами:

  • Концентрированная серная кислота окисляет P, C, S, восстанавливаясь до SO2:

5H2SO4(конц.) + 2P → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

2H2SO4(конц.) + С → CO2 + 2SO2 + 2H2O

2H2SO4(конц.) + S → 3SO2  + 2H2O

  • Для концентрированной серной кислоты уникальным является способность обладать водоотнимающим действием. Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом. Во-первых, для осушения веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от веществ и оно “становится сухим”. Во-вторых, можно использовать, как катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (дегидратация, этерификация).

H2SO4(конц.) + C12H22O11 → C + CO2 +SO2 +H2O

H3C-COOH + HO-CH3 (H2SO4(конц))→ H3C-C(O)-O-CH3 + H2O

H3C-CH2-OH (H2SO4(конц) → СH2=CH2 +H2O

  • Сульфирующее действие серной кислоты — концентрированная серная кислота вступает в реакции с органическими соединениями, такими как бензол, толуол, образуя сульфокислоты.

H2SO4 + C6H6 → C6H5SO3H + H2O

  • Оксид серы (VI) в олеуме частично взаимодействует с концентрированной серной кислотой с образованием пиросерной кислоты: 

SO3 + H2SO4 → H2S2O7

Разложение сульфатов:

Сульфаты ЩМ и ЩЗМ устойчивы!

Сульфаты менее активных металлов:

 Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + SO3

2FeSO4 →  Fe2O3 + SO3 + SO2

3MnSO4 → Mn3O4 + 3SO2 + O2

Гидросульфаты переходят в пиросульфаты:

2NaHSO4 → Na2S2O7 + H2O

Na2S2O7  → Na2SO4 + SO3

Применение серной кислоты и ее солей

В химической промышленности серная кислота используется при получении ядохимикатов, пластмасс, лекарств, взрывчатых веществ, красителей. Также серную кислоту применяют в текстильной, парфюмерной, пищевой промышленности. Химические свойства H2SO4 лежат в основе работы электрических аккумуляторов.

Широкое применение имеют соли серной кислоты — сульфаты:

K2SO4 — калийное удобрение, используется для питания растений.

CaSO4*2H2O — гипс, используется в строительстве, медицине, архитектуре.

CuSO4*5H2O — медный купорос, не мало важен в производстве красителей, ядохимикатов.

FeSO4*7H2O — железный купорос, применяется для изготовления чернил, пропитки тканей и древесины.

Na2SO4*10H2O — глауберова соль, применима в медицине и ветеринарии, также в производстве стекла и соды.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Типы химических реакций в неорганической химии

Что такое химическая реакция?

Химическая реакция — процесс, в ходе которого одни вещества образуют другие.

Какие химические реакции бывают?

Химические реакции можно классифицировать по различным факторам.

  • По числу и составу реагентов и продуктов
  1. Реакция разложения — в ходе такой реакции из одного сложного соединения образуются два и более простых простых вещества.

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 +O2

СaCO3 (t)→ CaO + CO2

H2SiO3 → SiO2 + H2O

  1. Реакция соединения — в процессе такой реакции из двух и более веществ образуется одно более сложное. 

 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3

C + O2 → CO2

H2O + Li2O → 2LiOH

  1. Реакции замещения — атомы простого вещества замещаются на атомы одного из элементов сложного вещества.

Zn + CuSO4  → Cu + ZnSO4

2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe

Cu + 2AgNO3 → 2Ag + Cu(NO3)2

  1. Реакция обмена — вещества меняются своими составными частями.

 NaOH + HCl  → NaCl + H2O

BaCl2 + ZnSO4 → BaSO4↓+ ZnCl2

CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2↑ + H2O

  • По тепловому эффекту:

Теплота, которая поглощается или выделяется в ходе реакции, называется тепловым эффектом реакции. А такие реакции называются термохимическими.

  1. Экзотермические реакции — это реакции, в ходе которых происходит выделение тепла.

Fe2O3 + 2Al  → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2  + Q

4P + 5O2 → 2P2O5 + Q

H2 + Cl2 → 2HCl + Q

  1. Эндотермические реакции — это реакции, в ходе которых тепло поглощается. Чаще всего как правило это реакции разложения

4Al(NO3)3  → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 — Q

N2 + O2 → 2NO — Q

СaCO3 (t)→ CaO + CO2 — Q

Выделение или поглощение тепла в реакции обозначается символом +Q  или -Q соответственно. Знак + означает, что тепло выделяется во внешнюю среду, в то время как по отношению к системе, из которой это тепло уходит, будет использоваться знак -. Знак — означает, что тепло в ходе реакции поглощается из внешней среды, в то время как по отношению к системе, в которую это тепло приходит, будет использоваться знак +.

  • По обратимости:
  1. Обратимые реакции — реакции, которые обладают свойством протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3

Ca(OH)2 ⇄ CaO + H2O

N2 + O2 ⇄ 2NO

  1. Необратимые реакции — это реакции, которые могут протекать только в одном направлении. 

 Na2CO3 + 2HCl  → 2NaCl + CO2 + H2O

Zn + CuSO4  → Cu + ZnSO4

CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2↑ + H2O

Как распознать необратимую реакцию?

Всё просто! В ходе таких реакций выделяется газ, осадок или вода.
  • По фазе:

  1. Гомогенные реакции — реакции, протекающие в одной фазе, когда исходные вещества и продукты реакции имеют одно агрегатное состояние.

NaOH(р-р) + HCl(р-р)  → NaCl(р-р) + H2O

H2(г) + Cl2(г) → 2HCl(г)

N2(г) + O2(г) → 2NO(г)

  1. Гетерогенные реакции — реакции, протекающие на поверхности раздела фаз, т.е. реагенты и продукты имеют разные агрегатные состояния.

CO2(г.) + Ca(OH)2(р-р) → CaCO3(тв.) + H2O

Zn(тв.) + CuSO4(р-р)  → Cu(тв.) + ZnSO4(р-р)

CaC2(тв.) + 2H2O → C2H2(г) + Ca(OH)2(р-р)

  • По использованию катализатора:

  1. Каталитические реакции — протекает в присутствии катализатора:

 2H2O2  → 2H20 + O2 (кат. MnO2)

 2Al + 3I2  → 2AlI3 (кат. H2O)

2KClO3 → 2KCl + 3O2 (кат. MnO2)

  1. Некаталитические реакции — реакции, протекающие без катализатора:

BaCl2 + K2SO4  → BaSO4↓ + 2KCl

2HgO(t) → 2Hg + O2

CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2↑ + H2O

  • Реакции, идущие без изменения без изменения состава вещества.

К таким реакциям можно отнести получение аллотропных модификаций одного химического элемента, например : 

   Sромбическая  → Sмоноклинная

3O2 (hν)→ 2O3

Cграфит(t,p)→ Cалмаз

  • По изменению степени окисления:

  1. Не ОВР — реакции без изменения степени окисления : 

KOH + H2SO4  → K2SO4 + H2O

H2O + Li2O → 2LiOH

2Fe(OH)3 (t)→ Fe2O3 + 3H2O

  1. ОВР — в процессе реакции происходит изменение степени окисления атомов в составе реагентов.

2KI + Br2  → 2KBr + I2

2Mg + O2 → 2MgO

2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Окислительно-восстановительные реакции

ОВР — в процессе реакции происходит изменение степени окисления атомов в составе реагентов.

В ходе окислительно-восстановительной реакции идут два взаимопротивоположных процесса: окисление и восстановление.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами. При этом атомы, которые отдают электроны, называются восстановителями.

Cu+2 +2ē  → Cu0

Fe+3 +1ē  → Fe+2

Окислением называют процесс отдачи электронов атомами, молекулами     или ионами. При этом атомы, принимающие электроны, называются окислителями.

Cl-1 -1ē  → Cl0

Cu+1 -1ē  → Cu+2

Правило:     Число отдаваемых электронов восстановителем равно числу принимаемых электронов окислителем. Это равенство называется электронным балансом

На принципе электронного баланса основано множество методик уравнивания ОВР. Различные методики отличаются только способом нахождения числа электронов, участвующих в полуреакциях. Чаще всего используют 2 методики:

  • Метод электронных схем
  • Метод ионно-электронных схем

Метод электронных схем

Основные положения:

  1. Число электронов, участвующих в полуреакции определяется на основании разности степеней окисления элемента.
  2. На основании схемы электронного баланса ставятся коэффициенты перед окислителем, восстановителем и продуктами их превращения. Перед остальными веществами коэффициенты подбираются.

Ограничения:

  1. Не всегда просто выявить продукты реакции
  2. В некоторых случаях трудно пользоваться понятием степени окисления. Если в качестве окислителя и восстановителя используются органические соединения.

5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  → 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

 N+3 +2ē  → N+5

 Mn+7 -5ē  → Mn+2

Метод можно применять для уравнивания в любых средах: в растворах, в твердофазных реакциях, расплавах, в газовых средах.

Метод ионно-электронной схемы

Основные положения:

  1. Число электронов, участвующих в полуреакции, определяется на основании разности общего заряда ионов: исходных и образующихся.
  2. Вещества полуреакции записываются в таком виде в каком они находятся в водном растворе. Таким образом, сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые электролиты — в виде молекул. 
  3. Число атомов O и H уравниваются с помощью частиц среды, т.е. в кислой среде — H2O и  H+ , а в щелочной — H2O и OH—.

Метод ионно-электронных схем можно использовать исключительно в случае растворов. 

Типы ОВР

  1. Межмолекулярные

Окислитель и восстановитель — разные вещества.

2KI + Br2  → 2KBr + I2

  1. Внутримолекулярные

Окислитель и восстановитель входят в состав одного соединения.

(N-3H4)2Cr2+6O7 → N20 + Cr2+3O3 + H20

  1. Диспропорционирования

Окислитель и восстановитель — один и тот же атом. Элемент должен иметь промежуточную степень окисления, и поэтому он может выступать в роли как окислителя, так и восстановителя.

Cl20 + H2O → HCl-1 + HCl+1O

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Халькогены. Сера и селен.

Сегодня мы:

  1. Изучим физические свойства серы и селена
  2. Узнаем о нахождении этих элементов в природе
  3. Рассмотрим области их применения 
  4. Изучим электронное строение их атомов
  5. Рассмотрим характерные степени окисления
  6. Познакомимся с химическими свойствами серы
  7. Узнаем химические свойства селена
  8. Проведем параллели и найдем отличия в свойствах данных элементов

Раздел 1. Физические свойства серы и селена.

Сера — кристаллические вещество желтого цвета, плохо растворимое в воде. Наиболее интересное физическое свойство серы — цвет ее пламени в кислороде:

Горение серы в кислороде

Селен в чистом виде — серое, похожее на металл своим блеском вещество. Селен — фотопроводник, то есть способен проводить электрический ток при попадании освещения на него. 

Аллотропные модификации серы и селена. 

Сера имеет множество аллотропных модификаций, однако есть 3 наиболее устойчивые: моноклинная, ромбическая и пластическая. Моноклинная сера S₈ неустойчива при комнатной температуре и быстро переходит в ромбическую модификацию.  Ромбическая сера так же имеет формулу S₈, однако различие в строении и, соответственно, названиях данных модификаций обусловлено внутренним строением их кристаллов. Именно ромбическая сера — то вещество, с которым мы встречаемся в лаборатории. Пластическая сера малоустойчива и представляет собой темную резиноподобную массу, получающуюся при нагревании, а затем резком охлаждении ромбической модификации.

пластическая сера
моноклинная сера
ромбическая сера

Селен серый Seₙ — серое, похожее своим блеском на металл, вещество, тем не менее являющееся неметаллом. Является наиболее устойчивой аллотропной модификацией селена. Существует так же красная модификация Se₈, нагревая которую можно получить серый селен.

селен красный
селен серый

Раздел 2. Нахождение в природе.

В природе сера встречается в самородном виде, часто в местах, где присутствует вулканическая активность. Кстати, именно поэтому рядом с вулканами неприятно пахнет сероводородом, по запаху напоминающим тухлые яйца. Сера встречается и в множестве минералов и руд (чаще всего медных), она содержится в нефти и природных водах, а так же входит в состав многих животных белков.

Селен чаще всего встречается в минералах, которые являются подспудными к сульфидам. В самородном виде он представлен редко. Подобно сере он входит в состав белков и является жизненно важным микроэлементом. 

Раздел 3. Применение серы и селена.

Серу применяют в промышленности для:

  1. Вулканизации каучука — получение резины;
  2. Производства фунгицидов — веществ, защищающих растения от бактериальных инфекций;
  3. Производства лекарственных препаратов;
  4. Изготовления серобетона

Селен используется как:

  1. Мощный лекарственный препарат в химиотерапии;
  2. Профилактическое средство

Раздел 4. Электронное строение атомов.

Сера и селен — элементы 6 группы главной подгруппы Периодической системы и располагаются в третьем и четвертом периоде соответственно. Электронное строение данных атомов выглядит следующим образом:

16 S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

34 Se: 1s² 2s² sp⁶ 3s² 3p6 3d¹⁰ 4s² 4p⁴ 

Оба являются р-элементами и проявляют высшую валентность VI. 

Раздел 5. Степени окисления.

S:

степени окисления серы

Se:

степени окисления селена

Раздел 4. Химические свойства серы.

0 — промежуточная степень окисления серы, которую она может как понизить, так и повысить. Поэтому S⁰ проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

  •   Окислительные свойства:
  1. С неметаллами:

S + H₂ ⇄ H₂S   — t⁰

S + O₂ → SO₂

  1. С металлами:

S + Hg → HgS   — при н.у.

S + 2K → K₂S   — t⁰

3S + 2Al → Al₂S₃   — t⁰

  1. С типичными восстановителями:

S + 2HI → H₂S + I₂   — t⁰

2S + C → CS₂   — t⁰

3S + 2P → P₂S₃   — t⁰

  1. Особенности:

S + H₂O ⇏

  • Диспропорционирование:

3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O   — t⁰

4Sизб + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂S₂O₃ + 3H₂O   — t⁰

  • Восстановительные свойства:
  1. С неметаллами:

S + 2Cl₂ → SCl₄   — t⁰

S + 3F₂ → SF₆   — t⁰

  1. С типичными окислителями:

S + 2H₂SO₄конц → 3SO₂ + 2H₂O

S + 6HNO₃конц → H₂SO₄ + 6NO₂ + 3H₂O   — t⁰

S + 2HNO₃разб → H₂SO₄ + 2NO   — t⁰, С очень разбавленными р-рами реакция не идет

S + Na₂SO₃ → Na₂S₂O₃

3S + 2KClO₃ → 2KCl + 3SO₂   — t⁰

S + 2KNO₃ → 2KNO₂ + SO₂   — t⁰

1. H₂S   при н.у. — бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц, токсичен. Проявляет слабые кислотные и сильные восстановительные свойства.

          H₂S + 2Na → Na₂S + H₂↑

H₂S + 2KOHизб → K₂S + 2H₂O  

H₂S + KOHнед → KHS + H₂O    

H₂S + 2NH₃изб → (NH₄)₂S    

H₂S + NH₃нед → NH₄HS   

  • Восстановительные свойства:

Так как -2 – низшая с.о. серы, сульфиды и сероводород проявляют только восстановительные (причем, сильные) свойства. Продукт реакции будет зависеть от силы взятого окислителя – чем он сильнее, тем более высшую с.о. будет приобретать сера в итоге.

H₂S + O₂нед → S + H₂O   

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

2. Сульфиды: 

Качественные реакции на сульфиды:

H₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2HNO₃   

2Ag⁺ + S²⁻ → Ag₂S↓  черный осадок

Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓  черный осадок

Cu²⁺ + S²⁻ → CuS↓  черный осадок

Химические свойства:

  • Растворяются в сильных кислотах (кроме нерастворимых Ag₂S, PbS и  CuS):

Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S↑   

ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S↑   

2H⁺ + S²⁻ → H₂S↑   

  • Взаимодействие с водой:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ — гидролиз по катион и аниону

3K₂S + 2AlCl₃ + H₂O → 6KCl + Al(OH)₃↓ + H₂S↑ — совместный гидролиз

CrCl₃ + K₂S + H₂O → Cr(OH)₃↓ + KCl + H₂S↑ — совместный гидролиз

  • Восстановительные свойства:
  1. С типичными окислителями:

3S²⁻ + 2KMnO₄ → 3S + 2MnO₂ + 2KOH + 2H₂O

S²⁻ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(S0₄)₃ + H₂O

S²⁻ + H₂SO₄конц → S + SO₂ + 2H₂O   — при н.у.

S²⁻ + 3H₂SO₄конц → 4SO₂ + H₂O   — t⁰

S²⁻ + 8HNO₃конц → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O   — t⁰

S²⁻ + HNO₃конц → S + NO₂ + H₂O   — при н.у.

  1. Специфические реакции:

3S²⁻ + 2FeCl₃ → 2FeS + S + 6Cl⁻

3S²⁻ + Cr₂(SO₄)₃ → 2CrS + S + 3SO₄²⁻

CuS + 8HNO₃конц → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

PbS + 8HNO₃конц → PbSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Ag₂S + 10HNO₃конц → 2AgNO₃ + H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

3Na₂Sр-р + 8HNO₃конц → 6NaNO₃ + 3S + 2NO/NO₂ + 4H₂O   — при н.у.

Na₂Sтв + 8HNO₃конц,изб → Na₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O   — t⁰

1. SO₂ “сернистый газ” при н.у. — бесцветный газ с резким запахом. Обладает окислительно-восстановительными свойствами.

Качественные реакции на SO₂:

  1. Запах горелой спички
  2. Р-р окрашивает лакмус в красный цвет
  3. Обесцвечивание р-ра KMnO₄
  4. При пропускании SO₂ через р-р Ba(OH)₂ или известковой воды Ca(OH)₂ сначала выпадает осадок, который затем исчезает:

Ba(OH)₂ + SO₂ → BaSO₃↓ + H₂O

BaSO₃ + SO₂ + H₂O → Ba(HSO₃)₂р-р

Химические свойства:

  • Кислотные свойства:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

SO₂ + CaO → CaSO₃

SO₂ + 2NaOHизб → Na₂SO₃ + H₂O

SO₂ + NaOHнед → NaHSO₃

SO₂ + 2NH₃·H₂O → (NH₄)₂SO₃

  • Восстановительные свойства:

2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃  катализатор V₂O₅

SO₂ + H₂O₂ → H₂SO₄

SO₂ + MnO₂ → MnSO₄

SO₂ + PbO₂ → PbSO₄

2. H₂SO₃ слабая кислота, существует только в водном растворе. Обладает окислительно-восстановительными свойствами.

  • Кислотные свойства:

H₂SO₃ + Zn → ZnSO₃ + H₂↑

H₂SO₃ + MgO → MgSO₃ + H₂O

H₂SO₃ + 2KOHизб → K₂SO₃ + 2H₂O

H₂SO₃ + KOHнед → KHSO₃ + H₂O

H₂SO₃ + Na₂CO₃ → Na₂SO₃ + CO₂↑ + H₂O

  • Восстановительные свойства выражены сильнее:

S⁴⁺ + O₂ → S⁶⁺

S⁴⁺ + 2HNO₃конц → S⁶⁺ + 2NO₂ + H₂O

5S⁴⁺ + 2KMnO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄ + 3H₂O

  • Окислительные свойства проявляются только с сильными восстановителями:

S⁴⁺   +   2S²⁻    →    3S⁰

S⁴⁺ + 2CO → S⁰ + 2CO₂

S⁴⁺ + HNO₃конц → S⁶⁺ + NO₂↑ 

S⁴⁺ + HNO₃разб → S⁶⁺ + NO↑ 

5S⁴⁺ + 2MnO₄⁻ + 2H₂O → 2MnS⁶⁺O₄ + K₂S⁶⁺O₄ + 2H₂S⁶⁺O₄

S⁴⁺ + HClO + H₂O → H₂S⁶⁺O₄ + HCl

S⁴⁺ + NO₂ → S⁶⁺O₃ + NO

3. Сульфиты: 

Качественные реакции на сульфиты:

  1. Взаимодействие с сильными кислотами:

K₂SO₃ + 2HCl → 2KCl + SO₂↑ + H₂O

SO₃²⁻ + 2H⁺ → SO₂↑ + H₂O

  1. Взаимодействие с р-рами солей Ca²⁺ и Ba²⁺:

SO₃²⁻ + Ca²⁺ → CaSO₃↓ белый

SO₃²⁻ + Ba²⁺ → BaSO₃↓ белый

Химические свойства:

  • С  Al³⁺, Cr³⁺ и Fe³⁺ совместный гидролиз:

K₂SO₃ + AlCl₃ + H₂O → Al(OH)₃↓ + SO₂↑ + KCl

K₂SO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O → Cr(OH)₃↓ + SO₂↑ + K₂SO₄

K₂SO₃ + Fe(NO₃)₃ + H₂O → Cr(OH)₃↓ + SO₂↑ + K₂SO₄

  • Восстановительные свойства ярко выражены:

K₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Na₂SO₃ + I₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HI

1. SO₃ “серный ангидрид” при н.у. — тяжелая жидкость. Проявляет окислительные свойства.

  • Кислотные свойства:

2SO₃ ⇄ 2SO₂ + O₂

SO₃ + Al₂O₃ → Al₂(SO₄)₃

SO₃ + CaO → CaSO₄

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

SO₃ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + H₂O

SO₃ + NaOHнед → NaHSO₄

SO₃ + 2NaOHизб → Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + Na₂CO₃ → Na₂SO₄ + CO₂

  • Окислительные свойства:

SO₃ + CO → CO₂ + SO₂

SO₃ + H₂O₂ → H₂SO₄ + O₂

SO₃ + H₂S → H₂S₂O₃

2. H₂SO₄ сильная кислота и сильный окислитель. Обугливает органические вещества.

  • Кислотные свойства:

H₂SO₄разб + Fe → FeSO₄ + H₂

H₂SO₄разб + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄разб + NaOHнед → NaHSO₄ + H₂O

H₂SO₄разб + 2NaOHизб → Na₂SO₄ + 2H₂O

H₂SO₄разб + Na₂SO₄ → 2NaHSO₄

H₂SO₄ + K₂CO₃ → K₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

H₂SO₄конц + NaClтв → NaHSO₄ + HCl↑

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

H₂SO₄ + 2NH₃ → (NH₄)₂SO₄

  • Окислительные свойства:

H₂SO₄конц + Na → Na₂SO₄ + H₂S↑ + H₂O

H₂SO₄конц + Al → Al₂(SO₄)₃ + H₂S/SO₂↑ + H₂O

H₂SO₄конц + Zn → ZnSO₄ + H₂S↑ + H₂O

H₂SO₄конц + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O

H₂SO₄конц + Me после Ag ⇏

H₂SO₄конц + P → H₃PO₄ + SO₂↑ + H₂O

H₂SO₄конц + C → CO₂↑ + SO₂↑ + H₂O 

H₂SO₄конц + S → 3SO₂↑ + 2H₂O

H₂SO₄конц + 2FeO → Fe(SO₄)₃ + SO₂ + 4H₂O

H₂SO₄конц + 2CrO → Cr₂(SO₄)₃ + SO₂ + 3H₂O

H₂SO₄конц + Cu₂O → 2CuSO₄ + SO₂ + 3H₂O

H₂SO₄конц + H₂S → S + SO₂ + 2H₂O

3H₂SO₄конц + H₂S → 4SO₂ + H₂O 

2H₂SO₄конц + P₂O₃ + H₂O → 2H₃PO₄ + 2SO₂ 

H₂SO₄конц + KI → I₂ + H₂S + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO₄конц + 8HI → 4I₂ + H₂S/SO₂↑ + 4H₂O

H₂SO₄конц + NaBr → Na₂SO₄ + Br₂ + SO₂ + H₂O

H₂SO₄конц + MnO₂ → MnSO₄ + O₂↑ + H₂O

3. Сульфаты:

Качественные реакции на сульфаты:

  1. Ba²⁺ +SO₄²⁻ → BaSO₄↓
  2. Разложение сульфатов: MgSO₄ → MgO + SO₂↑ + O₂↑

Химические свойства:

  • BaSO₄ + 4C → BaS + 4CO
  • Все твердые сульфаты:

BaSO₄ + H₂ → BaS + H₂O

  • Гидросульфаты активных металлов: 

KHSO₄ ⇄ K⁺ + H⁺ + SO₄²⁻    из-за свободного протона в р-ре они могут реагировать с некоторыми металлами и основными и амфотерными оксидами:

KHSO₄ + Mg → K₂SO₄ + MgSO₄ + H₂↑

KHSO₄ + CaO → K₂SO₄ + CaH₂ + H₂O

NaHSO₄ + Al₂O₃ → Na₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + H₂O

NaHSO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

Раздел 5. Химические свойства селена.

  • Диспропорционирование:

3Se + 3H₂O ⇄ 2H₂Se + H₂SeO₃

3Se + 6NaOH → 2Na₂Se + Na₂SeO₃ + 3H₂O

  • Восстановительные свойства:

Se + 4HNO₃конц → H₂SeO₃ + 4NO₂↑ + H₂O

Se + 2NO₂ →SeO₂ + 2NO↑

  1. H₂Se — при н.у. твердое вещество, крайне ядовит, более сильная кислота, чем H2S.
  • Кислотно-основные свойства:

H₂Se + 2NaOH → Na₂Se + 2H₂O

  • Восстановительные свойства:

2H₂Se + 3O₂ → 2SeO₂ + 2H₂O

2H₂Se + SeO₂ → 3Se↓ + 2H₂O

2. Селениды:

  • Кислотно-основные свойства:

Na₂Se + 2HCl → H₂Se + 2NaCl 

  • Восстановительные свойства:

Al₂Se₃ + 6H₂O → 3H₂Se + 3Al(OH)₃↓

Na₂Se + 8HNO₃  → Na₂SeO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

2Na₂Se + O₂ + 2H₂O → 4NaOH + 2Se↓

  1. SeO₂ — при н.у. твердое вещество с неприятным запахом “гнилой редьки”. Кислотный оксид, восстановительные свойства выражены крайне слабо.
  • Кислотно-основные свойства:

SeO₂ + H₂O → H₂SeO₃

SeO₂ + MgO → MgSeO₃

2. H₂SeO₃ — при н.у. белое хорошо растворимое в воде кристаллическое вещество. Является даже более слабой кислотой, чем сернистая. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

  • Кислотно-основные свойства:

H₂SeO₃ + 2NaOH → Na₂SeO₃ + 2H₂O

  • Окислительные свойства:

H₂SeO₃ + 2SO₂ + H₂O → Se↓ + 2H₂SO₄

  • Восстановительные свойства:

H₂SeO₃ + H₂O₂конц → H₂SeO₄ + H₂O

  1. SeO₃ — белое гигроскопичное твердое вещество. Кислотный оксид, проявляет окислительные свойства.

Химические свойства:

2SeO₃ → 2SeO₂ + O₂↑

  • Кислотно-основные свойства:

SeO₃ + H₂O → H₂SeO₄

SeO₃ + 2NaOH → Na₂SeO₄ + H₂O

  • Окислительные свойства:

SeO₃ + 2HCl → H₂SeO₃ + Cl₂↑   — t⁰

5SeO₃ + P → 5SeO₂ + P₂O₅

  1. H₂SeO₄ — в чистом виде — бесцветное кристаллическое вещество. Очень сильный окислитель — способна окислить даже золото без нагревания.

Химические свойства:

2H₂SeO₄ → 2H₂SeO₃ + O₂↑

  • Окислительные свойства:

H₂SeO₄ + 2HCl → Cl₂↑ + H₂SeO₃ + H₂O 

H₂SeO₄ + Au → Au₂(SeO₄)₃ + 3H₂SeO₃ + 3H₂O

3. Селенаты:

Химические свойства:

2CaSeO₄ → 2CaSeO₃ + O₂↑   — t⁰

Раздел 6. All in all.

Мы рассмотрели основные физические и химические свойства серы, селена и их соединений. На основании этого можно выделить следующие закономерности:

  1. Несмотря на нахождение в одной подгруппе периодической системы сера и селен отличаются довольно сильно, начиная с физических свойств, заканчивая реакционной способностью;
  2. Почти все соединения серы и селена высокотоксичны и химически активны, очень агрессивные;
  3. Из-за большего атомного веса селена его соединения, в большинстве своем, являются твердыми веществами, в отличие от многих подобных соединений серы, являющихся газами. Например, H₂S и H₂Se, SO₂ и SeO₂;
  4. Селеновая кислота — более сильный окислитель, чем серная;

Данные элементы, а особенно сера, являются важными составляющими химической промышленности и фундаментальной химии, именно поэтому их свойства нужно знать и прослеживать перечисленные закономерности.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Азот

Химический элемент азот и его электронное строение

 Химический элемент азот,N является представителем VA( пятой группы группы главной подгруппы) группы 2 периода с атомным номером — 7(p-элемент).

  • Относительная молекулярная масса азота 14,00727 г/моль
  • Число протонов P+=7
    Число электронов e=7
    Число нейтронов n°=Mr—P+=7
  • В основном состоянии конфигурация азота : 1s2 2s2 2p3 ( [He] 2s2 2p3 )
  • Азот может образовывать 3 связи по обменному механизму и одну по донорно-акцепторному=>максимальная валентность азота равна IV

Степени окисления азота и соответствующие важнейшие представители

Азот может проявлять как положительные ,так и отрицательные степени окисления: -3,0,+1,+2.+3,+4,+5.
Более устойчивыми из них являются (+3) и (+5).

Азот как простое вещество

Химические свойства

При обычных условиях азот взаимодействует только с литием.С другими металлами N2 взаимодействует только при высоких температурах

6Li+N2=2Li3N
N2+3Mg=Mg3N2

Также при высоких температурах,давлении и в присутствии катализатора азот взаимодействует с водородом,образуя аммиак

N2+3H2=2NH3    +Q (kat-Fe,t°,p)

При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом,образуя оксид азота(II)

N2+O2=2NO       -Q (t°)

Физические свойства азота

  • При нормальных условиях азот-бесцветный двухатомный газ,не имеющий запаха и вкуса
  • Температура кипения и плавления соответственно равны  -195,8°C и -210°C
  • Мало растворим в воде и других растворителях
  • Не ядовит
  • Молекула азота прочная вследствие его химической инертности 
  • Содержание в воздухе — 78%

Получение азота

а)Из воздуха 
б)Разложением азитов сильных металлов
2NaN3=3N2+2Na
в)Разложением нитрита аммония
NH4NO2= N2 +2H2O (ходовой лаб.способ)
г)Взаимодействием аммиака и оксида меди(II)
3CuO + 2NH3= N2 + 3Cu +3H2O

Аммиак(-3)

Химические свойства

С точки зрения кислотно-основных свойств аммиак- это основание,за счет неподеленной электронной пары на атоме азота.

  • Химическая связь между элементами в молекуле аммиака-ковалентная полярная,образованная за счет распределения электронов между двумя атомами.
  • В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями,образованными за счет электростатического взаимодействия между положительным и отрицательным зарядом.Отсюда такая хорошая растворимость в воде.

Взаимодействует с кислотами и водой,образуя катион аммония.

NH3+H20=NH4OH                                                      
NH3+HCl=NH4Cl
2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
С точки зрения окислительно-восстановительных свойств аммиак- сильный восстановитель,вследствие наличия  атома азота в низшей, неустойчивой степени окисления.

Горение:
4NH3+3O2=2N2+6H2O
4NH3+5O2=4NO+6H2O(Kat-Pt)

Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:
3CuO+2NH3=N2+3H2O+3Cu
10NH3+6KMnO4+9H2SO4=5N2+6MnSO4+24H2O+3K2SO4

Физические свойства

  • Аммиак-бесцветный газ,с резким запахом
  • Хорошо растворим в воде
  • Легче воздуха (Mr(NH3=17 г/моль)

Получение NH3

а)В условиях лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами

NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2 +NH3+H20 (t°)

Чтобы доказать,что выделяющийся газ-аммиак, подносим влажную фенолфталеиновую бумажку,она становится малиновой

б)В промышленности.Аммиак получают из азота и водорода
N2+3H2=2NH3   +Q(kat-Fe)

Термическое разложение солей аммония 

а)Анион от летучей кислоты
NH4Cl=NH3+HCl
(NH4)2CO3= 2NH3+H2O+CO2 

(NH4)2HPO4=2NH3+H2O+HPO3

б)Анион от кислоты-окислителя

NH4NO2=N2+2H2O

NH4NO3=N2O+2H2O

(NH4)2Cr2O7=N2+Cr2O3+4H2O  (реакция “Вулкан”)

Оксиды азота(+1),(+2)

Физические свойства N2O и NO

  • Бесцветные газы,почти не имеют никакого запаха
  • Плохо растворимы в воде
  • N2O — “веселящий газ” является наркотиком в смеси с кислородом
  • NO токсичен

Химические свойства

  • Оксиды азота(I) и (II) являются несолеобразующими,т.е. они не вступают в реакции с щелочами,кислотами и солеобразования
  • Взаимодействуют с O2 и MeO

2N2O + O2 = 4NO
2NO + O2 = 2NO2
CuO + NO = Cu +NO2

  • С точки зрения ОВР эти оксиды восстановители(за счет атомов азота в неустойчивых степенях окисления)
    N2 + O2 = NO

Получение
        NO

  • В промышленности
    4NH3 + 5O2 = NO + 6H2O(Kat-Pt)
  • В лаборатории
    3Cu + HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
  • В природе
    N2 + O2 = 2NO
               
    N2O
  • NH4NO3 = N2O + 2H2O

Оксид азота(+3)

Физические свойства N2O3

  • При нормальных условиях жидкость  синего цвета
  • При стандартных условиях бесцветный, ядовитый газ
  • Без примесей существует только в твердом виде

Химические свойства

Связь N+-O— образована по донорно-акцепторному механизму.

  • N2O3 — типичный кислотный оксид,который вступает в реакцию с водой,основными металлами,щелочами
                
    N2O3+H2O= 2HNO2
    N2O3 + Na2O = 2NaNO2
    N2O3 + 2 KOH = 2KNO2 + H2O

    Получение
  • 2HNO3 + As2O3 + 2H2O = 2H3AsO4 + N2O3 (на холоде)
  • Крахмал с 50% азотной кислотой
    (C6H10O5)n + 12nHNO3(50%) = 6nNO + 6nNO2 + 6nCO2 +11nH2O

Оксид азота(+4)

Физические свойства NO2

  • Ядовитый газ красно-бурого цвета 
  • Имеет характерный запах
  • Хорошо растворим в воде

Химические свойства

  • NO2 — кислотный оксид

        2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
2NO2 + K2O = KNO2 + KNO3
2NO2 + KOH = KNO2 + KNO3 +H2O

  • Если реакции идут в присутствии кислорода, то образуется HNO3  и нитраты

        4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
4NO2 +4KOH + O2 = 4KNO3 +2H2O

Получение 

  • В промышленности
    2NO + O2 = 2NO2
  • В лаборатории
    Cu+4HNO3(конц) = Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
    2Pb(NO3)2 = 2PbO+4NO2↑+O2↑

Оксид азота(+5)

Физические свойства N2O5

  • Бесцветные, летучие кристаллы
  • Разлагается при комнатной температуре
  • Стабилен при температуре ниже +10°C

Химические свойства

Связи N+-O— образуются по донорно-акцепторному механизму: атом азота отдает электрон, являясь донором,и приобретает положительный заряд, атом кислорода присоединяет электрон,и приобретая отрицательный заряд(акцептор).

  • N2O5 — кислотный оксид
    N2O5 + H2O = 2HNO3
    N2O5 + K2O = 2KNO3
    N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O

Получение 

  • 2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 +N2O5
  • 2NO2 + O3 = N2O5 + O2

Азотистая кислота HNO2(+4)

Химические свойства
Разложение
2HNO2=N2O3+H2O=NO2+NO+H2O
3HNO2=HNO3+2NO+H2O

Соли-нитриты
Более устойчивы,чем соответствующая кислота
Получение
KNO3+Pb=KNO2+PbO
NO2+NO+2NaOH=2NaNO2+H2O
2NaNO3=2NaNO2+O2

Восстановительные свойства
1)5KNO2+2KMnO4+3H2SO4 = 5KNO3+2MnSO4+K2SO4+3H2O
2)HNO2 + Br2 + H2O → 2HBr + HNO3
3)HNO2 + PbO2 + H2SO4 → PbSO4 + HNO3 + H2O
4)3KNO2 + K2Cr2O7 + 5H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 2KHSO4 + 3KNO3 + 4H2O

Окислительные свойства
1)2HNO2 + 2HI → I2 + 2NO + 2H2O
2)NaNO2+3Zn+5NaOH+5H2O=NH3+3Na(Zn(OH)4)
Нитриты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств.

Физические свойства
Азотистая кислота — это неустойчивая кислота, существующая только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе.В больших концентрациях эта кислота токсична.

Получение HNO2
1)KNO2+H2SO4=HNO2+KHSO4
2)Ba(NO3)2+H2SO4=2HNO2+BaSO4
AgNO2+HCl=HNO2+AgCl

Азотная кислота(+5)

Химические свойства

С точки зрения кислотно-основных свойств HNO3-кислота.Как и все кислоты она будет реагировать:

а)С основными оксидами

CaO + 2 HNO3 → H2O + Ca(NO3)2

б)С солями

2HNO3+CaCO3=Ca(NO3)2+CO2+H2O

в)С гидроксидами металлов

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

С точки зрения окислительно-восстановительных свойств HNO3-сильный окислитель, за счет атома азота в высшей степени окисления.Будет взаимодействовать с типичными восстановителями:

а)С металлами

Mg + 4HNO3 = Mg(NO3)2 + 2NO2 +2H2O

Pt и Au не  реагируют с азотной кислотой!
Fe, AI, Cr реагируют с концентрированной HNO3 только при нагревании!

Me + HNO3(разб) = MeNO3 + H2O + X

Щелочные и щелочноземельные металлыМеталлы до H2 в электрохим. ряду напряжения +Mg и Al Металлы после H2
X- это NH4NO3X- это N2, N2OX- это NO

Me + HNO3(конц) = MeNO3 + H2O + X

Щелочные и щелочноземельные металлыМеталлы до H2 в электрохим. ряду напряжения +Mg и AМеталлы после H2
Fe,Al,Cr при t°
X- это N2X- это NO X- это NO2

б)С неметаллами 

P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O
S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O
I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

в)С галогеноводородами 

HNO3 + 3HCl → NOCl + Cl2 + 2H2O
6HBr + 2HNO3 → 3Br2 + 2NO + 4H2O

г)С сероводородной кислотой

8HNO3 + H2S → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

Химические свойства нитратов

I.Как любые соли,нитраты взаимодействуют
а)с кислотами

Ba(NO3)2+H2SO4=BaSO4+2HNO3

б) с основаниями

Cu(NO3)2 + 2KOH=Cu(OH)2+ 2KNO3

в) с солями

3Ca(NO3)2+2K3PO4=6KNO3+Ca3(PO4)2

г)Более активные металлы вытесняют менее активные металлы из нитратов
Cu(NO3)2+Fe=Fe(NO3)2+Cu

II.Специфические свойства нитратов

1)NaNO3 и KNO3 не взаимодействуют с кислотами,солями,основаниями(т.к. р-ция не идет до конца)

2)Все нитраты при нагревании разлагаются

2KNO3=2KNO2+O2
2Zn(NO3)2=ZnO+2NO2+O2
2AgNO3=2Ag+2NO2+O2

Физические свойства азотной кислоты

Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях.

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 ↑ + O2 ↑ 

Получение  

а) В промышленности:
N2+3H2=2NH3
4NH3+5O2=4NO+6H2O(kat-Pt)
6NO+3O2+2H2O=4HNO3+2NO

б) В лаборатории
NaNO3+H2SO4=HNO3+NaHSO4

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Хром и его соединения

Хром — тугоплавкий блестящий металл, обладающий высокой степенью твердости (царапает стекло). Чистый хром является довольно пластичным металлом, но в присутствии даже микропримесей азота, кислорода и углерода становится весьма хрупким.

Также хром является элементом побочной подгруппы VI в периодической системе. Электронная оболочка вследствие “проскока” электрона имеет следующее строение [Ar]3d54s1

Наиболее устойчивая степень окисления хрома (+ 3). Известны соединения данного элемента со степенями окисления +2, +3, +6.

В природе хром в основном встречается в виде оксида FeCr2O4 , восстановлением которого получают феррохром (до 70% хрома) — сплав железа и хрома.

Далее путём алюмотермии выделяют чистый хром:

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr

Химические свойства

При комнатной температуре данный металл довольно инертен и обладает высокой коррозионной стойкостью, так как покрыт оксидной пленкой.

  • Взаимодействие с неметаллами 
С кем реагирует
Условия 
Реакция
O2t > 600 °C
4Cr + 3O2 = 2 Cr2O3
N2 t > 1000 °C2Cr + N2 = 2CrN
F2t = 350 °C2Cr + 3F2 = 2CrF3
Cl2t = 300 °C2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3
Br2t = 300 °C2Cr + 3Br2 = 2CrBr3
Sв зависимости от стехиометрииCr + S = CrS
2Cr + 3S = Cr2S3
H2——
  • Взаимодействие с водой

Мелкодисперсный хром при высокой температуре взаимодействует с водяным паром с образованием оксида хрома (III) и водорода. С жидкой водой не реагирует

2Cr + 3H2O =Cr2O3 + 3H2

  • Взаимодействие кислотами

Поскольку в электрохимическом ряду напряжений металлов хром располагается до водорода, то он вытесняет водород из следующих разбавленных кислот с образованием окрашенного в голубой цвет раствора 

Cr + 2HCl(разб.) = CrCl2 + H2

Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2

На открытом воздухе Cr(2+) быстро окисляется до Cr(3+)

В присутствии кислорода воздуха разбавленные хлороводородная и серная кислоты реагируют с хромом с образованием солей хрома(III)

4Cr + 12HCl + 3O2 = 3CrCl3 +6H2O

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют с хромом, последний может в них растворяться лишь при нагревании с образованием солей хрома (III)

2Cr + 6H2SO4(конц.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (при нагревании)

Cr + HNO3(конц.) = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (при нагревании)

  • Взаимодействие с окислителями в щелочной среде

Хром образует хроматы при взаимодействии с щелочными расплавами окислителей 

Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO3 + KCl + H2O

Cr + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + 3NaNO2 + H2O

  • Восстановление металлов из растворов их солей

Хром способен вытеснять менее активные металлы из их солей

Cr + CuCl2 = CrCl2 + Cu

Соединения хрома (II)

Растворы солей хрома (II) имеют голубую окраску, на воздухе вследствие окисления хрома окраска раствора изменяется на серо-фиолетовую или зеленую

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Из этого можно сделать вывод о том, что хром(II) является сильным восстановителем

При взаимодействии соли хрома(II) со щелочью выпадает осадок желтого цвета, не реагирующий с избытком щелочи, но растворяющийся в кислоте, что свидетельствует о его основных свойствах 

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl

Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O

Соединения хрома (III)

Одно из самых важных соединений хрома(III) — Cr2O3 темно-зеленый порошок, в воде не растворяется. Из него изготавливают пасты для полировки и используют в качестве зеленого пигмента во многих ЛКП.

Оксид и гидроксид хрома(III) проявляют амфотерные свойства 

При взаимодействии последнего с кислотами образуются соли хрома (III) темного-зеленого и фиолетового цвета.

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O 

При растворении гидроксида хрома (III) в водных растворах щелочей образуются растворы гидроксохроматов(III) зеленого цвета.

Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4]

Оксид хрома(III) при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образует хромиты

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2

Так как наиболее устойчивая степень окисления хрома это (+3), то только под действием сильных восстановителей можно будет перевести хром(III) в хром (II)

2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2

По этой же причине соединения хром(III) можно перевести в хром(VI) только под действием сильных окислителей, лучше в щелочной среде

2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 8H2O

При этом образуются хроматы жёлтого цвета, устойчивы в щелочной среде. Индикатором протекания реакции служит желтый цвет 

Хроматы — соли хромовой кислоты H2CrO4 ( существует лишь в разб. водных растворах) .

Соединения хрома (VI)

Хромат — ионы CrO4(2-) устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят бихроматы (оранжевый цвет) — соли двухромовой кислоты H2Cr2O7 . Реакция является обратимой в случае добавления щелочи.

При добавлении H2SO4(конц.) к H2Cr2O7 образуется осадок ярко-красного цвета

H2Cr2O7 + 2H2SO4(конц.) = 2KHSO4 + 2CrO3 ↓ + H2O

CrO3  проявляет кислотные свойства, при растворении в воде он превращается в раствор хромовой кислоты, а избыток щелочи — хроматы:

CrO3 + H2O = H2CrO4

CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Соединения хрома(VI) — сильные окислители. Например, CrO3 легко воспламеняет этиловый спирт. Также многие другие органические соединения подвержены окислению со стороны соединений хрома(VI)

Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде 

При пропускании сероводорода через хромовую смесь можно наблюдать изменение оранжевой окраски на тёмно-зелёную, при этом сера выпадает в осадок:

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

Важно помнить — все соединения хрома, а особенно в высокой степени окисления сильно токсичны!

Как кислотно-основные так и окислительно-восстановительные свойства хрома и его соединений изменяются закономерно, это можно увидеть последующей таблице

Степень окисления хромаCr2+Cr3+Cr6+
Оксид CrOCr2O3CrO3
Гидроксид Cr(OH)2Cr(OH)3H2CrO4
H2Cr2O7
Кислотно-основные свойства оксида и гидроксидаОсновные АмфотерныеКислотные
Окислительно восстановительные свойства соединений хромаНаиболее характерны восстановительные свойстваПроявляют и окислительные и восстановительные свойстваТипичные окислители

Свойства хроматов и дихроматов в различных средах

Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы — в ксилой

Na2Cr2O7 + 2KOH = Na2CrO4 + K2CrO4 + H2O

Т. е. в щелочной среде Cr2O72- переходит в CrO42-

K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

Т. е. в кислой среде CrO42- переходит в Cr2O72-

ОВР

K2CrO4 → CrO2— (щелочная среда в расплаве)

K2CrO4 → [Cr(OH)6]3- (щелочная среда в растворе)

Схематично это можно представить это так:

БылоСталоУсловия реакция Характерный признак
Cr2O72-CrO42-щелочная среда (KOH)Оранжевый раствор приобретает жёлтый цвет
CrO42-Cr2O72-кислая среда (H2SO4)Жёлтый раствор приобретает оранжевый цвет
CrO42-CrO2—щелочная среда в расплавеЖёлтый раствор приобретает зеленый цвет
CrO42-[Cr(OH)6]3-щелочная среда в раствореЖёлтый раствор приобретает сине-фиолетовую окраску

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Щелочные металлы

1.Нахождение ЩМ в природе

К ЩМ относятся литий ₃Li, натрий ₁₁Na, калий ₁₉K, рубидий ₃₇Ru, цезий ₅₅Cs, франций ₈₇Fr.

Сaмыми раcпространёнными ЩМ являются нaтрий и кaлий. Ввиду своей высокой химической aктивности, в природе ЩМ в свободном состоянии не встречaются.

В природе щелочные метaллы чaще всего присутствуют в виде минерaльных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, кaрбонатов и др. Вaжнейшими минерaлaми, содержaщими ЩМ, являются гaлит (повaренная соль, кaменная соль, хлорид нaтрия NaCl), сильвин (KCl — хлорид калия), сильвинит (NaCl•KCl), глaуберова соль (Na2SO4 •10Н2О – декaгидрат сульфaта нaтрия), криолит-ионит Li₃[AlF₆]•Na₃[AlF₆], кaлиевый полевой шпaт ортоклaз K[AlSi3O8], едкое кaли (гидроксид кaлия KOH), потaш (кaрбонат кaлия K2CO3), поллуцит (aлюмосиликат сложного состaва, содержaщий цезий).

2.Строение ЩМ

ЩМ рaсположены в первой группе глaвной подгруппы периодической таблицы химических элементов имени Д.И. Менделеева. На внешней оболочки aтома ЩМ имеют по одному вaлентному электрону ns1. Следовaтельно, типичная степень окисления ЩМ +1.

Электронная конфигурация:

Литий Li 1s2 2s1

Натрий Na 1s2 2s2 2p6 3s1

Калий K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Рубидий Ru … 5s1

Цезий Cs … 6s1

Франций Fr … 7s1

Тeперь рассмотрим нeкоторые закономeрности измeнения свойств ЩМ. В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соотвeтствии с пeриодическим законом, увeличивается атомный радиус, усиливаются мeталлические и восстановитeльные свойства простых вeществ, а также основныe свойства гидроксидов ЩМ, ослабeвают нeметаллические и окислитeльные свойства простых вeществ, а такжe кислотныe свойства гидроксидов ЩМ, умeньшается элeктроотрицательность и потeнциал ионизации ЩМ.

3.Получение ЩМ

ЩМ расположeны в начале элeктрохимического ряда напряжeний мeталлов, слeдовательно, они являются самыми сильными восстановитeлями. Поэтому ЩМ получают с помощью элeктролиза расплавов их соeдинений, например хлоридов или гидроксидов.

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития LiCl в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли понижают температуру плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl2↑

Натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия NaOH и хлорида натрия NaCl (с добавками хлорида кальция):

4NaOH → 4Na + O2↑ + 2H2O

2NaCl → 2Na + Cl2

В качестве электролита при электролизе расплава хлорида натрия используют смесь NaCl с NaF и КСl.

Калий можно получить с помощью электролиза расплавов солей или расплава гидроксида калия. Часто применяют восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий получают нагреванием смеси хлорида цезия и кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2

В промышлeнности используют прeимущественно физико-химические мeтоды выдeления чистого цeзия: многократную рeктификацию в вакуумe.

4.Физические свойства ЩМ

Щeлочные мeталлы — сeребристо-бeлые вeщeства с характeрным блeском на свeжесрезанной повeрхности, однако мeталл быстро тускнeет поскольку он покрываeтся оксидной плeнкой, поэтому ЩМ хранят под слоeм вазeлинового масла (смесь высших предельных УВ) или кeросина. Щeлочные мeталлы кристаллизуются в кубической объемно-центрированной решетке.

5.Химические свойства ЩМ

ЩМ имеют свой определённый цвет пламени при горении в присутствии кислорода. Это является качественной реакции на ЩМ.

Цвет пламени:

Li — карминно-красный

Na — жѐлтый

K — фиолетовый

Rb — буро-красный

Cs — небесно-голубой

1.ЩМ — сильные восстановители, вследствие этого они способны взаимодействовать почти со всеми неметаллами.

НеметаллХимическая реакцияКомментарий
Галогены (F₂, Cl₂, Br₂, I₂) 2К + F2 = 2КF
2К + Cl2 =2КCl
2К + Вr2=2КВr
2К + I2 = 2КI		Образуются фториды, хлориды, бромиды и йодиды соответственно
Сера2Na + S=Na2SОбразуются сульфиды
Фосфор3К + Р = К3РОбразуются фосфиды
Водород2Nа+Н2=2NаHОбразуются гидриды
Азот6Li + N2= 2Li3NОбразуются нитриды, литий реагирует при комнатной температуре, остальные ЩМ — при нагревании
Углерод2Nа+2С =Nа2С2Образуются карбиды, в основном ацетилениды
Кислород (реакция горения)4Li + О2 = 2Li2О
2Nа+О2 =Nа2О2
К + О2 = КО2		На воздухе литий образует оксид, натрий — пероксид, калий и остальные ЩМ — надпероксид; Сs может самовозгораться на воздухе, поэтому его хранят в стеклянных запаянных ампулах

2.ЩМ активно взаимодействуют со сложными веществами.

Сложное веществоХимическая реакцияКомментарий
Вода2К + Н2О = 2КОН + Н2↑ЩМ взаимодействуют со взрывом, кроме лития, образуются щелочь и водород
Минеральная кислота (НСl, Н3PО4, Н2SО4(разб)) (реакция замещения)2Nа + 2НСl = 2NаСl + Н2↑
6Nа + 2Н3PО4 = 2Nа3РО4 +3Н2↑
2Nа+Н2SО4(разб.) =Nа2SО4 +Н2↑		ЩМ взаимодействуют со взрывом, образуются новая соль и выделяется водород
Концентрированная серная кислота (ОВР)8Nа + 5Н2SО4(конц.) = 4Nа2SО4 + Н2S↑ + 4Н2ОВыделяется сероводород
Азотная кислота (ОВР)8Nа + 10НNО3(конц.) = N2О + 8NаNО3 + 5Н2О
10Nа+12НNО3(разб.)= N2+10NаNО3 + 6Н2О
8Nа + 10НNО3(оч. разб.) = 8NаNО3+NН4NО3 +3Н2О		С концентрированной НNО3 образуется оксид азота (I), с разбавленной НNО3 — молекулярный азот, с очень разбавленной НNО3 — нитрат аммония
Аммиак2Li + 2NН3 = 2LiNН2 +Н2↑Образуются амиды и водород
АцетиленНーС≡СーН + 2Nа → NаーС≡СーNа + Н2↑Образуются ацетилениды и водород
Фенол2С6Н5ОН + 2Nа → 2С6Н5ОNа + Н2↑Образуются фенолят натрия и водород
Спирт2СН3ОН + 2Nа → 2СН3ОNа + Н2↑Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород
Органические кислоты2СН3СООН + 2Li → 2СН3СООLi + Н2↑Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород
Галогеналканы (реакция Вюрца, увеличение углеродных атомов в цепи)2СН3Сl + 2Nа → С2Н6 + 2NаСlХлорметан образует с натрием этан и хлорид натрия
Некоторые соли (реакция замещения, в расплавах)3Nа + АlСl3 → 3NаСl + АlВ растворе ЩМ взаимодействуют только с водой, а не с солями других металлов! 

6.1.Получение оксидов ЩМ

Оксиды ЩМ (кроме лития) получают исключительно косвенными методами: взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. Оксид натрия получают при взаимодействии натрия с нитратом натрия в расплаве:

10Na  +  2NaNO3 →  6Na2O  +  N2 ↑

2. С помощью реакции натрия с пероксидом натрия:

2Na  +  Na2O2 →  2Na2O

3. С помощью реакции натрия с расплавом щелочи:

2Na  +  2NaOН → 2Na2O  +  Н2↑

4. Оксид лития синтезируют разложением гидроксида лития:

2LiOН → Li2O  +  Н2O

6.2.Химические свойства оксидов ЩМ

ЩМ образуют основные оксиды, которые способны вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами и водой.

1. Оксиды ЩМ легко вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами:

3Na2O  +  P2O5  → 2Na3PO4

Na2O  +  Al2O3  → 2NaAlO2

2. Оксиды ЩМ взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей:

K2O  +  2HCl →  2KCl  +  H2O

3. Оксиды ЩМ активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Li2O  +  H2O →  2LiOH

4. Оксиды ЩМ окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

2Na2O + O2 = 2Na2O2

7.Химические свойства пероксидов ЩМ

Пероксиды ЩМ содержат атомы кислорода со степенью окисления -1, вследствии чего они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой. Причём на холоде протекает обменная реакция, в результате которой образуются щелочь и пероксид водорода:

Na2O2   +  2H2O (хол.)  =  2NaOH  +   H2O2

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде на щелочь и кислород:

2Na2O2  +  2H2O (гор.)  =  4NaOH  +   O2↑

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами. Пероксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и выделением кислорода:

2Na2O2  +  2CO2  =  2Na2CO3  + O2↑

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию, в результате которой образуются соль и перекись водорода:

Na2O2   +  2HCl   =   2NaCl  +   H2O2

Пероксиды диспропорционируют при повышении температуры:

2Na2O2    +  2H2SO4 (разб.гор.)  =  2Na2SO4  +  2H2O  +  O2↑

4. Пероксиды щелочных металлов неустойчивы при высоких температурах, вследствии чего разлагаются на оксид и кислород:

2Na2O2 = 2Na2O + O2↑

5. Пероксиды ЩМ проявляют окислительные свойства в реакциях с восстановителями. Так пероксид натрия взаимодействует с угарным газом, в результате реакции образуется карбонат натрия:

Na2O2  +  CO  =  Na2CO3

Пероксид натрия в результате окислительно-восстановительной реакции с сернистым газом образует сульфат натрия, также он способен восстанавливаться множеством других восстановителей, например ионами железа двухвалентного, йодидами и т.п. :

Na2O2  +  SO2  =  Na2SO4

 2Na2O2   +  S   =  Na2SO3  +  Na2O

Na2O2 +   2H2SO4   +  2NaI   =  I2  +  2Na2SO4  +   2H2O

Na2O2   +  2H2SO4   +  2FeSO4 =  Fe2(SO4)3  +  Na2SO4  +   2H2O

3Na2O2  +  2Na3[Cr(OH)6]   =  2Na2CrO4  +  8NaOH  +  2H2O

6. В реакциях с сильными окислителями пероксиды ЩМ проявляют восстановительные свойства и окисляются до чистого кислорода.

Например, при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует такие продукты, как соль и молекулярный кислород:

5Na2O2 + 8H2SO4 + 2KMnO4  = 5O2 + 2MnSO4 + 8H2O + 5Na2SO4 + K2SO4

 8.1.Получение гидроксидов ЩМ

1. Гидроксиды ЩМ или щелочи получают в результате электролиза растворов хлоридов щелочных металлов:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

2. С помощью реакции ЩМ, их оксидов, пероксидов и гидридов с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

Na2O + H2O → 2NaOH

2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2↑

Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2↑

3. Карбонаты и сульфаты реагируют с гидроксидом кальция или бария с образованием щелочи:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

8.2.Химические свойства гидроксидов ЩМ

1. Гидроксиды ЩМ вступают в химические реакции со всеми кислотами, образуя в зависимости от соотношения реагирующих веществ средние или кислые соли. Так продуктами реакции между гидроксидом калия и фосфорной кислотой могут быть фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O

2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O

KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O

2. Гидроксиды ЩМ с кислотными оксидами образуют средние или кислые соли, в зависимости от соотношения количеств веществ, вступающих в реакцию.

Гидроксид натрия  взаимодействует с углекислым газом, образуя при этом  карбонаты (при избытке щелочи) или гидрокарбонаты (при избытке углекислого газа):

2NaOH(избыток)  + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2(избыток)  → NaHCO3

Оксид азота IV имеет промежуточную степень окисления, поэтому в ходе реакции может образовать как азотную, так и азотистую кислоты.

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2  + H2O

2KOH + 2NO2 + O2 = 2KNO3 + H2O

3. Гидроксиды щелочных металлов вступают во взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве будут образовываться средние соли, а в растворе — комплексные соли.

Например, гидроксид натрия  с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

2NaOH + Al2O3  → 2NaAlO2 + H2O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве реагирует с образованием комплексной соли, называемой. тетрагидроксоалюминатом натрия:

NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]

4. Щелочи способны реагировать с кислыми солями с образованием средних солей. Так если к гидроксиду калия  прибавить его же гидрокарбонат, то получим карбонат калия:

KOH + KHCO3 →  K2CO3  +  H2O

5. Гидроксиды ЩМ, как и сами щелочные металлы, реагируют с большим числом простых неметаллов, за исключением инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода.

Кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2

Фтор окисляет щелочи с выделением кислорода:

4NaOH + 2F2 → 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O

Галогены (хлор, бром, йод), сера и фосфор диспропорционируют в щелочах:

3KOH +  P4 +  3H2O =  3KH2PO2  +  PH3↑

2KOH(холодный)  +  Cl2  = KClO  +  KCl  +  H2O

6KOH(горячий)  +  3Cl2  =  KClO3  +  5KCl  +  3H2O

Сера реагирует с гидроксидами ЩМ только при нагревании:

6NaOH  +  3S  =  2Na2S   +  Na2SO3  +  3H2O

6. Щелочи способны реагировать с амфотерными металлами, за исключением железа и хрома. В расплаве образуется соль и выделяется водород:

2KOH + Zn → K2ZnO2 + H2

В растворе при взаимодействии алюминия или цинка образуется комплексная соль и выделяется водород:

2NaOH + 2Al  + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2

7. Щелочи реагируют с солями тяжелых металлов. Хлорид меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия. В качестве продуктов реакции мы получаем хлорид натрия и голубой осадок гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

Гидроксиды ЩМ взаимодействуют с солями аммония. Так из хлорид аммония и гидроксида натрия получают новую соль хлорид натрия, аммиак и вода:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl

8. Гидроксиды щелочных металлов способны плавиться без разложения, однако один гидроксид лития разлагается при температуре около 600°С с образованием оксида лития:

2LiOH → Li2O + H2O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований. В воде диссоциируют почти целиком, что приводит к образованию щелочной среды (изменяется окраска кислотно-основного индикатора).

NaOH ⇄ Na+ + OH—

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу. На катоде восстанавливается сам металл, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O

9.Применение ЩМ

1. Нaтрий и кaлий примeняют для получeния их пeроксидов и aмидов, а их сплaв используют в кaчестве тeплоносителя в ядeрных реaкторах. 

2. В мeталлургии ЩМ добaвляют в сплaвы для улучшeния их свойств. Нaтрий, как восстановитeль, используют в производствe титaна, циркония и тaнтала. 

3. Нaтрий используют для инициaции реaкций рaдикальной полимеризaции, а тaкжe для производствa натриeвых газорaзрядных лaмп.

4. Рaстворы хлоридa нaтрия используют в мeдицине (физ. раствор) и в кулинaрии (повaренная соль, консeрвация). 

5. Соли кaлия используют в кaчестве минерaльных удобрeний. 

6. Гидроксиды лития, нaтрия и кaлия входят в состaв элeктролитов щeлочных aккумуляторов. 

7. Гидроксид нaтрия используют в производствe бумаги и моющих срeдств.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Углерод и кремний

Углерод и кремний являются элементами IV группы.

Рассмотрим основные свойства элементов углерода и кремния.

Углерод CКремний Si
Схема строения атома C+6)2 )4Si +14)2 )8 )4
Электронная конфигурация атомов в основном состояние 1s22s22p21s22s22p63s23p2
Электронная конфигурация атомов в возбужденном состояние 1s22s12p31s22s22p63s13p3
Валентные возможностиII — в основном состояниеIV — в возбужденном состояниеII — в основном состояниеIV — в возбужденном состояние
Степени окисления -4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4-4, 0, +2, +4
Формула высшего оксидаCO2SiO2
Формула высшего гидроксидаН2CO3Н2SiO3
Водородное соединениеCH4SiH4
Нахождение в природеПриродные карбонаты — известняк, доломит. Горючие ископаемые — антрацит, бурые угли, каменные угли, горючие сланцы, нефть, торф. Природный газ — метан. В атмосфере и гидросфере в виде углекислого газа. Все органические вещества.Кремнезем, кварц, горный хрусталь, песок, кремень, полевые шпаты, силикаты, алюмосиликаты.
  1. Углерод и кремний почти во всех соединениях четырехвалентны, т.е. атомы данных элементов находятся в возбужденном состояние.
  1. В неорганических веществах углерод имеет степени окисления: -4,0,+2,+4. В органических соединениях разнообразность степеней окисления у углерода увеличивается.
  2. Характерным отличием углерода и кремния является способность углерода к образованию цепей. Атомы углерода, соединяясь друг с другом, образуют устойчивые соединения, аналогичные соединения кремния неустойчивы.

Углерод

Физические свойства углерода

Способность углерода к цепеобразованию связана с существованием огромного числа органических соединений.

К неорганическим соединениям углерода относятся его оксиды, соли, кислоты, карбиды, сульфиды, азотосодержащие производные, галогениды. Все остальные соединения углерода являются органическими.

Для углерода – характерна аллотропия. Наиболее известными аллотропными модификациями углерода являются: алмаз, графит, карбин, фуллерен. Сейчас существуют и другие аллотропные модификации углерода, которые ученым удалось создать в лабораторных условиях.

Аморфными разновидностями графита можно считать уголь и сажу.

Параметры сравнения АлмазГрафитКарбинФуллерен
Кристаллическая решеткаАтомнаяАтомнаяАтомнаяМолекулярная
Агрегатное состояние при обычных условияхТвердое ТвердоеТвердое 
ЦветПрозрачные кристаллыТемно-серыйЧерный
Твердость Самое твердое вещество среди природных соединенийМягкийТвердый
СтруктураТетраэдрСлоистаяЛинейнаяПолые сферы, поверхность которых образована пяти и шестиугольниками из атомов углерода
Оптические свойстваПреломляет светНепрозрачныйНепрозрачный
ЭлектропроводностьИзоляторИмеет высокую электропроводностьПолупроводник
Плотность 3.5 г/см32.5 г/см32 г/см3 

Химические свойства углерода

Углерод — малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

1) Горение

С + O2 → CO2

при недостатке кислорода:

2C + O2 → 2CO 

2)    С водородом

C + 2H2 → CH4

3)    С металлами

2C + 2Na → Na2C2

2C + Ca → CaC2

4)    С неметаллами

С + 2F2 → CF4

С + S → CS2

С + Si → SiC

5)    Углерод выступает в качестве восстановителя для металлов из амфотерных и основных оксидов, образуя угарный газ и металл. 

Пирометаллургия — получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений.

С + MexOy = CO2 + Me

C + ZnO → Zn + CO

4C + Fe3O4  → 3Fe + 4CO

Взаимодействуя с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

3С + CaO  → CaC2 + CO

9C + 2Al2O3 → Al4C3 + 6CO

6) С кислотами

C + 2H2SO4 (конц.) → CO2+ 2SO2 + 2H2O

С + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O

С галогеноводородами реакция не идет! В отличие от азотной и серной кислоты они не способны окислять углерод до углекислого газа.

Оксиды Углерода

CO — “Угарный газ” — газ без цвета и запаха.

Молекула оксида имеет линейное строение. За счет дополнительной донорно-акцепторной связи, образуется тройная связь между атомами углерода и кислорода.

Получение CO

1) 2C + O2 → 2CO (при недостатке кислорода)

2) С + CO2 → 2CO

3) HCOOH→ CO + H2O (H2SO4 (конц.) )

4) СН4 + Н2O → СО + 3Н2

Химические свойства CO

1) Угарный газ горит на воздухе голубым пламенем. В результате реакции выделяется большое количество тепла.

 2CO+ O2 → CO2

2) Оксид углерода II от оксидов металлов отнимает кислород. В этом случает образуетс металл и углекислый газ.

 CO + CuO  → CO2 + Cu

3) Угарный газ реагирует с щелочами под давлением. В результате реакции образуется формиат — соль муравьиной кислоты.

 CO + NaOH → HCOONa

4) CO из оксидов восстанавливает металлы.

3CO  + Fe2O3  →  2Fe   + 3CO2

5) Оксид углерода II в присутсвии катализатора или под действием с света окислется хлором. В результате этого образуется фосген — ядовитый газ.

 CO + Cl2 → COCl2

6)  При высоком давлении CO взаимодействует с водородом. Смесь оксида углерода II и водорода — синтез — газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить различные углеводороды.

CO + 2H2 → CH3OH

В данном примере реакция идет под давлением больше 20, при температуре 350॰C и под действием катализатора образуется метанол.

CO2 — “Углекислый газ” — газ без цвета и запаха. Также называют “сухой лед”.

Молекула оксида имеет линейное строение. Атом углерода образует с атомом кислорода две двойные связи (sp-гибридизации у атома углерода).

Получение CO2 

1) CaCO3+ 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

2) CaCO3 → CaO + CO2

Химические свойства CO2

1) Оксид углерода IV относится к классу кислотных оксидов и при взаимодействии с водой, образуется угольная кислота.

CO2  + H2O  →  H2CO3

2) В реакциях с избытком углекислого газа образуются гидрокарбонаты.

CO2 + NaOH  → NaHCO3 

3) В реакциях с щелочами оксид углерода IV образуются карбонаты.

CO2 + 2NaOH  → Na2CO3 + H2O

4) Реакция взаимодействия углекислого газа с гидроксидом кальция является качественной реакцией. При этом образуется белый осадок — карбонит кальция.

CO2 + Ca(OH)2  → CaCO3 + H2O

5) В результате пропускания CO2 через водный раствор CaCO3 происходит образование гидрокарбоната кальция.

CO2  +  CaCO3  + H2O → CaHCO3

6) Оксид углерода IV не поддерживает горения. Только активные металлы горят в нем.

 CO2 + 2Мg → C + 2MgO

Карбонаты и гидрокарбонаты

1) В промышленности для получения углекислого газа используют прокаливание известняка.

CaCO3   →   CaO   +   CO2

2) Реакция термического разложения карбоната аммония, в результате которой получают углекислый газ, аммиак и воду.

(NH4)2CO3 →  2NH3  +  2H2O  +  CO2

3) При нагревании гидрокарбонаты переходят в карбонаты, при этом образуется вода и выделяется углекислый газ.

2NaHCO3  →   Na2CO3   +  CO2   + H2O 

4) Взаимодействие гидрокарбоната с кислотой — качественная реакция. Вследствие выделяется углекислый газ.

 NaHCO3   +  HCl   →  NaCl   +  CO2 ↑  +  H2O

5) Взаимодействие карбоната с кислотой — качественная реакция. Вследствие выделяется углекислый газ.

Na2CO3   +  2HCl   →  2NaCl   +  CO2 ↑  +  H2O

Гидролиз

1) Гидрокарбонат натрия – кислая соль, образованная сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH) и слабой кислотой – угольной (H2CO3).

 6NaHCO3 + Al2(SO4)3  → 2Al(OH)3  +  6CO2  +  3Na2SO4

2) Карбонат натрия – средняя соль, образованная сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH) и слабой кислотой – угольной (H2CO3).

 3Na2CO3  + 2AlBr3  + 3H2O →  2Al(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr

3) Карбонат калия – средняя соль, образованная сильным основанием – гидроксидом калия (KOH) и слабой кислотой – угольной (H2CO3).

3K2CO3  + Al2(SO4)3 +  3H2O →  2Al(OH)3↓  +  3CO2↑  +  3K2SO4

Кремний

Физические свойства кремний

В 1823 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус получил, а следовательно и открыл кремний. Кремний является вторым по распространенности элемент в земной коре после кислорода (27,6% по массе). 

Кремний – твердый темно-серый элемент с металлическим блеском. Обладает атомной кристаллической решеткой. Является полупроводником. Обладает одной модификацией, которая схожа по структуре с аллотропной модификацией углерода – алмазом. Хотя связи между атомами кремния менее прочные, чем между атомами углерода.

Аморфный — гигроскопичный бурый порошок, с алмазоподобной структурой, ρ = 2 г/см3, является более реакционноспособным.

Химические свойства кремния 

1) Горение

Si + O2 → SiO2

2) С металлами

Si + 2Mg → Mg2Si

Si + 4Na → Na4Si

3)    С неметаллами

Реакции возможны только при сильном нагревании. При нормальных условиях реакций идет только с фтором. 

Si + 2F2 →  SiF4

Si + C → SiC ( Т = 2000°C)

С водородом кремний не реагирует из-за неустойчивости водородного соединения силана SiH4

4)    С кислотами

Реагирует только с плавиковой кислотой!

Si+4HF → SiF4+2H2

5)    С щелочами (при нагревании):

Si + 2NaOH + H2O →  Na2Si+4O3+ 2H2

Соединения кремния

SiO2 — “Кремнезем” — бесцветные кристаллы, обладающие высокой прочностью и твердостью. 

Химические свойства SiO2

1) SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O

2) SiO2 + CaO → CaSiO2

3) SiO2 + 4HF →  SiF4 + 2H2O 

4) SiO2 +  Na2CO3  →   Na2SiO3   +  CO2

H2SiO3— Кремниевая кислота — не растворимая кислота.

Получение H2SiO3 

1) Na2SiO3 +  HCl   →  NaCl  +  H2SiO3

2) Na2SiO3 +  CO2   + H2O →  Na2CO3  + H2SiO3

Химические свойства H2SiO3

1) 2NaOH + H2SiO3 →  Na2SiO3+ 2H2O 

2) H2SiO3 → H2O + SiO2 

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Щелочноземельные металлы

Общие свойства

Щелочноземельные металлы — это элементы IIa пoдгpуппы в пepиодической тaблице Мендeлeeва: Бeриллий (Be), Мaгний (Mg), Кaльций (Сa), Стpонций (Sr), Бapий (Ba) и к ним же можно отнести Рaдий (Ra)

Электронное строение щелочноземельных металлов —  ns²

Be — 1s22s2 или [He] 2s2

Mg — 1s22s22p63s2  или [Ne] 3s2   

Ca — 1s22s22p63s23p64s2 или [Ar] 4s2

Sr — 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 или [Kr] 5s2

Ba — 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 или [Xe] 6s2

Ra — 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2 или [Rn] 7s2

Щелочноземельные металлы — это s-элементы, их степень окисления +2.

По подгруппе у щелочноземельных металлов увеличивается радиус, металлические свойства. Электроотрицательность уменьшается.

МеталлыT пл. °CПлотность, кг/м3
Be12871850
Mg6501740
Ca8421540
Sr7682630
Ba7273760

Способы получения магния и кальция

Магний:минерал доломит CaCO3·MgCO3, магнезит MgCO3Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720-750°C: МgСl2 -(эл.ток)→ Мg + Сl2или вoccтановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200-1300°C: 2(CaO·MgO) + Si = 2Mg + Ca2SiO4
Кальций:минералы дoлoмит СаCO3·MgCO3, кальцит CaCO3, гипc CaSO4·2H2OКaльций пoлучaют элeктрoлизом расплaвленнoго хлoридa кaльция c дoбавками фтopида кaльция: CаСl2 -(эл.ток)→ Cа + Сl2
Бaрий: минерaлы бapит BаSO4 и витepит BаCO3Бapий пoлучaют из oкcида воccтановлением алюминиeм в вaкуумe пpи 1200 °С: 4BаO+ 2Аl → 3Bа + Bа(АlO2)2.

Лeтучие сoeдинения щeлочноземельных мeталлов окрaшивают плaмя в хapaктерные цветa: Cа — в оранжево-красный, Sr — в карминово-красный, Bа — в желтовато-зеленый

Свoйствa пpoстых вeществ:

Рeагируют c нeметaллами:Бeриллий cгoрает нa вoздухе пpи тeмпeратуре oколo 900°C, мaгний — пpи 650°C, в рeзультaте oбразуютcя oксиды и нитpидыВсе металлы при нагревании реагируют с галогенами, серой и фосфором:
2Мg + О2 = 2МgO
3Сa + N2 = Са3N2
Bе + Сl2 = BеСl2
Мg + S = МgS
3Сa + 2Р = Сa3Р2
Бериллий с водородом нe взaимoдействует, мaгний рeaгирует лишь пpи пoвышеннoм давлeнииSr + Н2 = SrН2 ( тaк жe Сa, Мg, Ва) 
Пpи нагpевaнии мeтaллы рeaгируют с углеродом2Bе + С = Bе2С
Мe + 2С =МeС2 (Me — Ca, Sr, Bа) 
Взaимодeйствуют с вoдoй:(крoмe бepиллия), кaльций, cтpoнций и бapий — пpи кoмнатнoй тeмпeратуре, мaгний — пpи кипячeнии. Oбрaзуютcя гидpoксидыМg + 2Н2О -(t)→ Мg(ОH)2 + Н2
Са + 2Н2O = Cа(OН)2 + Н2
Взаимодействуют с кислотамиМg + 2НСl =МgСl2 + Н2
4Сa + 10НNО3(конц.)  = 4Сa(NО3)2 + N2О + 5Н2O
Вoccтанавливaют мeнeе aктивныe мeтaллы (a тaкже кpeмний и боp) из их oксидoв и нeкотoрых сoлeй2Мg + ZrО2 -(t)→ Zr + 2МgО
2Сa + SiО2 -(t)→ Si + 2СaО
Мg + СuСl2 -(t)→ Сu + МgСl2
Oсобeнность мaгния: гopит в углeкислoм гaзеМg + СO2 -(t)→ С(сaжа) + МgО

Oксиды и гидpoксиды мaгния и кaльция

Пoлучeние:

OкcидыГидpoкcиды
А) из простых веществ: 2Ca + О2 = 2CаО; 2Мg + О2 = 2МgО;
Б) пpи тepмическoм рaзлoжeнии гидpoксида и сoлeй нeкoтоpых кислopoдсодержащих кислoт: 2Ca(NO3)2  = 2СаO + 4NO2 + O2MgСO3 -(t)→ MgO + СO2CaСO3 -(t)→ CaO + CO2		Ca(OH)2Рacтворeние кaльция и oксидa кaльция в вoдe: Сa + 2Н2O = Ca(OH)2 + H2
CaO + H2O = Ca(OH)2
Пpи взаимодействии солей кальция с щелочами: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3
Mg(OH)2Раствoрeние мaгния и oксидa мaгния в вoдe (пpи кипячeнии): Мg + 2 H2O -(t)→ Mg(OH)2 + Н2
MgО + H2O -(t)→ Mg(OH)2
Взаимодействие солей магния с щелочами: МgSО4 + 2NаОH = Mg(ОH)2(осадок) + Na2SО4

Свoйствa oксидoв и гидpoксидoв мaгния и кaльция 

Оксид магния — основные оксид
Реагирует с вoдойПоглощaeт углeкиcлый газРаствopяется в киcлoтахМgО2 + Н2O -(t)→ Мg(OН)2
МgО + CО2 = МgCО2
МgО + H2SО4 = МgSО4 + Н2O
Гидpoксид мaгния — oсновaние cреднeй cилы 
В вoдe paствоpяется нeзнaчительнo При нагревании разлагаетсяРеагирует с кислотами, с оксидами нeметаллoв, учaствуeт в рeaкция oбмeна Mg(ОH) -(t)→ МgO +H2O
Mg(OH)2 + НСl = MgСl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2CO2 = MgСО3 +H2O
3Mg(OH)2 + 2FеСl3 = 2Fe(OH)3 + 3МgСl2
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = МgСl2 + 2NН3 + 2H2O
Oкcид кальция — оснoвные оксид (негашеная известь) 
Энеpгично рeaгирует c вoдой, выдeляя бoльшoе кoличествo тeплaРeагируeт c oксидaми нeметаллoвPaстворяeтся в кислoтaхСаO +H2O = Ca(OH)2

CaO + SО2 = СаSО3
СаO + 2НСl = CаСl2 + H2O
Гидрoксид кaльция — cильнoе oсновaние (гaшенaя извecть) 
Пpи нaгревaнии дo 580°С рaзлагаeтся В вoде мaло paстворимых, являeтся cильным oсновaнием Peагирует c кислoтaми, c оксидaми нeметаллoв, учaствуeт в peакция oбменa Ca(OH)2  -(t)→ СаO +H2O
Ca(OH)2 + 2НCl = СаCl2 + 2H2O
Ca(OH)2 +2CО2 = Ca(HCO3)2
Ca(OH)2 +CO2 = CaСО3 + H2O
3Ca(OH)2 + 2FеСl3 = 2Fe(OH)3 + 3CаСl2

Свoйствa сoлeй кaльция. Извecтняк

Разлaгается пpи температуре 1200°С на углекислый газ и известь (оксид кальция): CaCO3 -(1200°C)→ СаO + СO2
Прeвращaется в рacтворимый в вoде гидpoкарбoнат пpи дeйcтвии углeкислoго гaзa и вoды: CаСO3 + СO2 + H2O = Ca(HCO3)2
Углeкислый гaз из извeстнякa вытeсняетcя бoлeе cильными киcлотaми или нeлeтучими кислoтными oксидaми, oксидaми aмфотepных мeталлoв пpи сплaвлeнии: CaCO3 + SiO2 -(t)→CaSiO3 + CO2CaCO3 + Al2O3 (сплав) -(t)→Ca(АlО2)2 + CO2

Жёсткость вoды и cпосoбы её уcтрaнения

ВpeменнаяПoстоянная
Вызывaетcя нaличиeм кaтиoнов кaльция и мaгния и гидpoкарбoнат-аниoнoв. Mg(HCO3)2, Ca(HCO3)2Вызывaeтся нaличиeм кaтиoнов кaльция и мaгния и сульфaт и хлoрид-иoнoв. МgСl2, СаCl2, СaSO4, МgSO4
Для удaлeния испoльзуют кипячeнии и дoбавлeниe извecти: Ca(HCO3)2 -(t)→ CаСO3 + CО2 + H2OCa(OH)2 + Ca(HCO3)2 = 2CаСO3 + 2H2OДля удaлeния испoльзуют иoнный обмeн, дoбaвлениe сoды: CаСl2 + Na2CO3 = CaСО3 + 2NаСl

Осoбеннocти cвoйств бepиллия

Металл Ве — амфотерный.Реагирует с кислотами и концентрированными щелочами, выделяя водород Be + 2НСl = BеСl2 + Н2
Be + 2NaOH(конц) + 2H2O  -(t)→ Na2[Be(OH)4] + Н2О Обpaзуется тетpaгидрoксобериллат нaтpия
Оксид ВеО — амфoтерный. Рeaгирует c кислoтaми и щeлочaми BеО + 2НCl = BеСl2 + H2O
BеO + 2NаОH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] (в рaствoре) 
BеО + 2NаОH -(t)→Na2BeO2 + H2O (в рaсплaве) Обрaзуeтся бeриллaт натpия 
Гидpoксид Be(OH)2 — амфотepных. Рeaгирует c кислoтaми и щeлочaмиBe(OH)2 + 2НСl = BеСl2 + 2H2O
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]
Be(OH)4+ 2NaOH -(t)→Na2BeO2 + H2O 
Cоли бeриллия — гидрoлизуютcя пo кaтиoнуBеСl2 + Н2O = BеОHСl + НCl

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Фосфор

Фосфор (P) — химический элемент V группы и 3 периода периодической системы Менделеева под номером 15. Фосфор является неметаллом.

Атом имеет заряд +15, вокруг него на трех орбиталях расположено 15 электронов с отрицательных зарядом.Электронная конфигурация атома 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Природные соединения

3Ca3(PO4)2*CaCO3*Ca(OH,F)2 — фосфорит

Ca10(PO4)6(F,Cl,OH)2 — апатит

Физические свойства

Аллотропные модификации фосфора

  • Белый фосфор P4: 

молекулярная КР

бесцветное ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе

не растворимо в H2O, но растворяется в CS2

  • Красный фосфор Pn:

атомная КР

неядовитое вещество

при сильном нагревании может переходить в черный фосфор

  • Черный фосфор Pn:

атомная КР

термически устойчив

имеет слоистое строение

полупроводник

Химические свойства

  • С металлами

Окислительные свойства: Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя, фосфиды.

         3Ca + 2P → Ca3P2

  • С неметаллами

2P + 3O2 (нед.) → 2P2O3      4P + 5O2(изб) → 2P2O5

2P + 3S → P₂S₃ (t°C)  2P + 5S (изб) → P₂S₅ (t°C)

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (t°C)  2P + 5Cl₂ (изб) → 2PCl₅ (t°C)

2P + 3Br₂ → 2PBr₃ (t°C)  2P + 5Br₂ (изб) → 2PBr₅ (t°C)

!Фосфор не реагирует с водородом! 

  • Щёлочи

4P + 3KOH + 3H₂O → PH₃ + 3KH₂PO₂

  •  Конц. кислоты-окислители

P + 5HNO₃ → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O

  •   Хлораты

6P + 5KClO₃ → 3P₂O₅ + 5KCl

   Соединения фосфора

ОКСИДЫ ФОСФОРА

  • ОКСИД ФОСФОРА(III)

P₂O₃ — белое кристаллическое вещество, легко испаряется, имеет неприятный запах. Это кислотный оксид. При растворении в воде образует фосфористую кислоту:

P₂O₃ + 3H₂O → 2H₃PO₃

Оксид фосфора(III) получают медленным окисления фосфора при недостатке кислорода:

4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (t°C)

  • ОКСИД ФОСФОРА(V)

P₂O₅ — белое кристаллическое вещество. Кислотный оксид, очень гигроскопичный. При растворении в воде образует фосфорную кислоту:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Оксид фосфора(V) получают окислением фосфора в избытке кислорода:

4P + 5O₂ (изб) → 2P₂O₅ (t°C)

ФОСФОРНАЯ КИСЛОТА

Физические свойства

H₃PO₄ — бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Кислота средней силы:

Получение

  • Фосфорную кислоту получают из фосфорита:

Са3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4

  • Можно получить гидролизом пентахлорида фосфора:

PCl5 + 4 H2O → H3PO4 + 5 HCl

  • Или взаимодействием с водой оксида Р2O5, полученного сжиганием фосфора:

Р2O5 + 3H2O = 2H3PO4

Химические свойства

  • Ортофосфорную кислоту можно отличить от других фосфорных кислот по реакции с нитратом серебра — образуется желтый осадок (фосфат серебра):

Н3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4 + HNO3

  • При упаривании ортофосфорной кислоты образуется дифосфорная (пирофосфорная) кислота:

2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О

  • Дигидрофосфат натрия:

 Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O

  • Гидрофосфат натрия:

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O

  • Фосфат натрия:

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

ФОСФИН PH3

Физические свойства

PH3 — при н.у. является газом, имеет неприятный запах, бесцветный, мало растворим в воде, химически нестойкий и ядовитый.

Химические свойства

  • В отсутствие кислорода разлагается на элементы, на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100°C):

PH3 + 2O2 = H3PO4

PH3 + HBr = PH4Br

PH4I + H2O = PH3↑ + H3O+ + I-

PH4I → PH3↑ + HI↑

Получение:

  • При взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

8P + 3Ca(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ca(H2PO2)2

  • Воздействием воды или кислот на фосфиды:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑

Mg3P2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2PH3

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

  Галогены

Часть 1. Физические свойства галогенов

   Прежде чем приступить к химии галогенов и их соединений, поймем с чем мы вообще имеем дело. Познакомимся с физическими свойствами галогенов, которые мы будем рассматривать, а именно фтора, хлора, брома и йода.

   Все галогены имеют в свободном состоянии двухатомную молекулу F2, Cl2, Br2, I2 с неполярной ковалентной связью, а в твёрдом состоянии все галогены имеют молекулярную кристаллическую решетку, которая проявляет себя в их физических свойствах.

Таблица физических свойств галогенов:

ГалогенАгрегатное состояниеЦветЗапахТемпература плавления (градус Цельсия)Температура кипения(градус Цельсия)
ФторГазСветло-жёлтыйРезкий, раздражающий-220-118
ХлорГазЖёлто-зелёныйРезкий, удушливый-101-34
БромЖидкостьБуро-коричневыйРезкий, зловонный-759
ЙодТвёрдое веществоЧёрно-фиолетовый с металлическим блескомРезкий114186
Таблица 1. Физические свойства галогенов

    Из таблицы можно сделать вывод: c увеличением их молекулярной массы (F2>Cl2>Br2>I2), а значит и их плотностей и атомных радиусов, увеличиваются их температуры кипения и плавления за счет лучшего проявления межмолекулярных взаимодействий.

Часть 2. Галогены и их место жительства в Периодической системе (ПС)

   От положения элемента в Периодической системе химики могут сделать некоторые выводы о нём. Например, знакомое вам со школы понятия об электроотрицательности (ЭО), радиусе атома, но также существуют и другие характеристики, такие как сродство к электрону или потенциал ионизации.

   Все галогены, в том числе и те, которые мы будем рассматривать, то есть фтор, хлор, бром, йод находятся почти в самом конце таблицы Менделеева, конкретно в 7 группе, главной подгруппе (7А). Если смотреть по порядку увеличения периодов (сверху вниз), то “наши” галогены располагаются от фтора к йоду в порядке: фтор, хлор, бром, йод (в порядке увеличения их атомного радиуса).

   Как известно, самую большую ЭО имеет фтор (самый маленький радиус атома), а значит в ряду галогенов: фтор, хлор, бром, йод, ЭО будет постепенно убывать, что, как мы увидим в дальнейшем, будет сказываться на их химических свойствах.

Часть 3. Электронное строение атомов 7А-подгруппы

   В зависимости от положения элемента в ПС меняется его электронное строение. Рассмотрим электронное строение атомов фтора, хлора, брома и йода.

F: 1s(2) 2s(2) 2p(5)

Cl: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(5)

Br: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(6) 3d(10) 4s(2) 4p(5)

I: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(6) 3d(10) 4s(2) 4p(6) 4d(10) 5s(2) 5p(5)

   Так как все галогены находятся в 7А-подгруппе и исходя из их электронного строения можно заметить, что их валентные оболочки имеют идентичное строение, а значит и одинаковое количество электронов на них. Тогда запишем общую формулу электронного строения рассматриваемых нами галогенов, в основном опираясь на интересующие нас валентные электроны, так как именно они будут задействованы в химических реакциях.

Hal: ns(2) np(5)

   Где Hal-галоген, а n-порядковый номер валентного подуровня.

   Обратим внимание, что всем галогенам не хватает лишь 1 электрона для устойчивой 8-электронной конфигурации, поэтому принято считать, что объединяясь с металлами они связываются ионную связью, образуя соли. К слову, и само название “галоген” означает “рождающий соли”.

Часть 4. Химические свойства галогенов и галогеносодержащих соединений

   Общие положения

   Галогены очень сильные окислители. Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для него характерна степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами — фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с ростом радиусов.

  Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к иоду ослабевает, у кристаллов иода появляется металлический блеск.

   Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде.

   В химических реакциях под символом Hal понимают галоген, а именно F, Cl, Br, I. Это значит что такая реакция характерна для всех перечисленных галогенов.

Галогены как простые вещества.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ

  1. В промышленности:

а) F2 получают электролизом расплавов солей галогенидов

NaF=Na+F2

      б) Cl2, Br2, I2 — электролиз расплавов и растворов солей галогенидов

            KCl=K+Cl2

            KBr+H2O=Br2+H2O+KOH

     2) В лаборатории:

Используются различные окислительно-восстановительные реакции.

HCl(конц.)+MnO2=MnCl2+Cl2+H2O 

KBr+KMnO4+H2SO4=K2SO4+Br2+MnSO4+H2O

KI+K2Cr2O7+H2SO4=K2SO4+I2+Cr2(SO4)3+H2O

HCl+KClO3=KCl+Cl2+H2O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

  1. Hal2+Me=соль (галогенид), где Ме-металл

Fe+Cl2=FeCl3

Cr+Br2=CrBr3

Fe+I2=FeI2 т.к. йод более слабый окислитель, он в отличие от фтора, хлора и брома окислит железо до степени окисления +2, а не +3

Ca+F2=CaF2

Al+I2=AlI3 реакция проходит в присутствии нескольких капель воды с образованием фиолетового дыма

  1. Hal2 + неМе

Hal2 (кроме F2) + O2=X реакция не идет

F2+O2=OF2

P+Cl2(избыток)=PCl5

P+Cl2(недостаток)=PCl3

S+3F2=SF6

P+Br2(избыток)=PBr5

Но йоду опять не достаточно окислительных свойств, чтобы окислить фосфор до максимальной степени окисления +5

P+I2=PI3

  1. Hal2+H2O

а) Для F2:

F2+H2O=HF+O2 н.у.

F2+H2O=HF+OF2 t

                 б) Для Cl2 и Br2:

                       H2O+Cl2=HCl+HClO    обратимая реакция

                       H2O+Br2=HBr+HBrO     обратимая реакция 

     4. Hal2+щёлочь

                 а) Для F2:

                       F2+KOH=NaF+O2+H2O    н.у.

                       F2+KOH=NaF+OF2+H2O    t

                 б) Для Cl2, Br2, I2:

                      I2+NaOH=NaIO+NaI+H2O    н.у.

                      I2+NaOH=NaIO3+NaI+H2O    t

     5. Hal2+кислота

                 а) для безкислородных кислот

                      HBr+Cl2=HCl+Br2  

                     Каждый вышестоящий в ПС галоген вытесняет нижестоящий из его безкислородных солей и кислот

                б) для кислот-окислителей

                      HNO3(конц.)+I2=HIO3+NO2+H2O    

                      Специфической взаимодействий йода с концентрированной азотной кислотой

                      HClO+Br2=HBrO+Cl2

                      HClO3+I2=Cl2+HIO3

     6. Hal2+оксид

                 а) Hal2+ оксид неМе

                       CO+Cl2=COCl2 (фосген)

                       SO2+Cl2+H2O=H2SO4+HCl

                       SO2+Br2+H2O=H2SO4+HBr

                 б) Hal2+оксид Ме

                       Cl2+CaO=CaCl2O (CaCl2*Ca(ClO)2)

      7. Hal2 + соль

                       KClO3+Br2=KBrO3+Cl2

                       Каждый нижестоящий в ПС галоген вытесняет вышестоящий из их кислородосодержащих солей и кислот

Галогеноводороды. 

Общие положения

В ряду HF HCl HBr HI увеличиваются кислотные свойства, так как из положения в ПС и радиусов атомов F, Cl, Br, и I следует, что F, обладая наибольшей ЭО, способен притягивать H к себе сильнее, чем другие кислоты, вследствие чего кислотность HF мала, а I в свою очередь обладая крупным размером и малой ЭО легче отдает протон, то есть киcлотность HI в этом ряду самая большая.

Также в ряду HF HCl HBr HI увеличиваются восстановительные свойства. Это следует из положений ЭО у F, Cl, Br и I. Фтор обладая наибольшей ЭО проявляет восстановительные свойства хуже всех, а соответственно и HF ведёт себя также. У йода ситуация ровно противоположная, ЭО йода в ряду галогенов самая наименьшая, поэтому йод и йодоводородная кислота обладают более проявленными восстановительными свойствами. 

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ

  1. В лаборатории:

NaCl(тв.)+H2SO4(конц., недостаток)=NaHSO4+HCl(газ)

NaCl(тв.)+H2SO4(конц.,избыток)=Na2SO4+HCl(газ)

Для HBr и HI применяют различные ОВР

  1. В промышленности:

Cl2+H2=HCl

CH4+Cl2=CH3Cl+HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

  1. Для HF (плавиковая кислота):

HF+Al=AlF3+H2

HF+MgO=MgF2+H2O

HF+KOH=KF+H2O

HF+Na2CO3=NaF+H2O+CO2

HF+Si=SiF4+H2

HF(нед.)+SiO2=SiF4+H2O

HF(изб.)+SiO2=H2[SiF6]+H2O

HF+Na2O2=NaF+H2O2

  1. Для HCl, HBr, HI:

HCl+Fe=FeCl2+H2

HCl+CrO=CrCl2+H2O

HCl+Ca(OH)2=CaCl2+H2O

HCl+Na2SO3=NaCl+SO2+H2O

  1. Восстановительные свойства

HCl(конц.,нед.)+HNO3(конц.)=NO+Cl2+H2O

HCl(конц.,изб.)+HNO3(конц.)=NOCl+Cl2+H2O    обратимая реакция

HCl(газ)+F2=HF+Cl2

HCl+MnO2=Cl2+MnCl2+H2O

HHal+PbO2=Hal2+PbHal2+H2O

HHal+KMnO4=KHal+MnHal2+Hal2+H2O

HHal+K2Cr2O7=KHal+CrHal3+Hal2+H2O

Галогениды (безкислородные соли галогенов).

Общие положения

В ряду KF KCl KBr KI увеличиваются восстановительные свойства. Объяснение этому связанно с ЭО самих галогенов, впоследствии чего делается аналогичные выводы как в примере про ряд HF HCl HBr HI.

ХИМИЧЕСКИЙ СВОЙСТВА

KI+H2SO4(конц.)=K2SO4+I2+H2S+H2O

KBr+H2SO4(конц.)=K2SO4+Br2+SO2+H2O

KCl(тв.)+H2SO4(конц.)=HCl+K2SO4

KI+HNO3(конц.,нед.)=KNO3+I2+NO2+H2O    н.у.

KI+HNO3(конц.,изб.)=KNO3+HIO3+NO2+H2O    t

KI+HNO3(конц.,изб.)=KIO3+NO2+H2O    t

KI+Cl2=KCl+I2

KI+Cl2+H2O=HIO3+KCl+HCl

KI+H2O2+H2SO4=K2SO4+I2+H2O

KHal+KMnO4+H2SO4=K2SO4+MnSO4+Hal2+H2O

KHal+K2Cr2O7+H2SO4=K2SO4+Cr2(SO4)3+Hal2+H2O

KI+Fe(SO4)3=I2+FeSO4+K2SO4

KI+CuSO4=CuI+I2+K2SO4

Кислородосодержащие кислоты галогенов.

Общие положения

Рассмотрим в качестве примера кислоты хлора.

В ряду HClO HClO2 HClO3 HClO4 увеличиваются кислотные свойства, так как из-за наличия кислорода ЭО хлора оказывает меньшее влияние на водород. То есть чем больше кислородов в данном ряду кислот, тем легче отщепляется водород, тем лучше кислотные свойства.

В ряду HClO4 HClO3 HClO2 HClO увеличиваются окислительные свойства, так как в данном ряду степень окисления хлора постепенно понижается всё больше и больше, а значит у хлора появляется окислительно-восстановительная реакционная способность, которая неразрывно связана с тем насколько сильно низкая степень окисления у хлора (чем она ниже, тем больше возможность её повысить).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

HClO4+Zn=Zn(ClO4)2+H2

HClO3+MgO=Mg(ClO3)2+H2O

HClO+KOH=KClO+H2O

HIO3=I2O5+H2O    t

HClO3+P2O5=HPO3+Cl2O5

HClO4+P2O5=HPO3+Cl2O7

Кислородосодержащие соли галогенов.

Общие положения

Рассмотрим в качестве примера соли хлора.

В ряду KClO4 KClO3 KClO2 KClO увеличиваются окислительные свойства. Объяснение данной закономерности проводится аналогично объяснению этой же закономерности в ряду соответствующих кислродосодержащих кислот хлора. Разница лишь в том, что соли являются более стабильными, чем соответствующие им кислоты, но тем не менее закономерность окислительных свойств сохраняется и в ряду солей. А отличие заключается в том, что любая кислота соответствующая любой из солей этого ряда, будет проявлять окислительные свойства лучше, чем данная соль.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Hal=Cl, Br, I

KHalO+Fe(OH)3+K2CO3=KHal+K2FeO4+CO2+H2O

KHalO3+Cr2O3+KOH=K2CrO4+KHal+H2O

KHalO3+Cr(OH)3+KOH=K2CrO4+Hal2+H2O

KClO3=KClO4+KCl

KClO3=KCl+O2    в присутствии катализатора MnO2

KClO3+Br2=KBrO3+Cl2

KClO3+I2=KIO3+Cl2

KClO3+HCl(конц.)=KCl+Cl2+H2O

KClO3+P=KCl+P2O5    t

KClO3+S=KCl+SO2

KClO3+C=KCl+CO2

KHalO3+F2+KOH=KHalO4+KF+H2O

KHalO3+BaCl2=Ba(HalO3)2+2KCl

KHalO3+AgNO3=AgHalO3+KNO3

KHalO3+KHal+H2SO4=Hal2+K2SO4+H2O

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Оксиды и гидроксиды щелочных металлов

Получение оксидов ЩМ

Оксиды ЩМ (кроме лития) получают исключительно косвенными методами: взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. Оксид натрия получают при взаимодействии натрия с нитратом натрия в расплаве:

10Na  +  2NaNO3 →  6Na2O  +  N2 ↑

2. С помощью реакции натрия с пероксидом натрия:

2Na  +  Na2O2 →  2Na2O

3. С помощью реакции натрия с расплавом щелочи:

2Na  +  2NaOН → 2Na2O  +  Н2↑

4. Оксид лития синтезируют разложением гидроксида лития:

2LiOН → Li2O  +  Н2O

Химические свойства оксидов ЩМ

ЩМ образуют основные оксиды, которые способны вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами и водой.

1. Оксиды ЩМ легко вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами:

3Na2O  +  P2O5  → 2Na3PO4

Na2O  +  Al2O3  → 2NaAlO2

2. Оксиды ЩМ взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей:

K2O  +  2HCl →  2KCl  +  H2O

3. Оксиды ЩМ активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Li2O  +  H2O →  2LiOH

4. Оксиды ЩМ окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида. 2Na2O + O2 = 2Na2O2

Получение гидроксидов ЩМ

1. Гидроксиды ЩМ или щелочи получают в результате электролиза растворов хлоридов щелочных металлов:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

2. С помощью реакции ЩМ, их оксидов, пероксидов и гидридов с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

Na2O + H2O → 2NaOH

2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2↑

Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2↑

3. Карбонаты и сульфаты реагируют с гидроксидом кальция или бария с образованием щелочи:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

Химические свойства гидроксидов ЩМ

1. Гидроксиды ЩМ вступают в химические реакции со всеми кислотами, образуя в зависимости от соотношения реагирующих веществ средние или кислые соли. Так продуктами реакции между гидроксидом калия и фосфорной кислотой могут быть фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O

2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O

KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O

2. Гидроксиды ЩМ с кислотными оксидами образуют средние или кислые соли, в зависимости от соотношения количеств веществ, вступающих в реакцию.

Гидроксид натрия  взаимодействует с углекислым газом, образуя при этом  карбонаты (при избытке щелочи) илигидрокарбонаты (при избытке углекислого газа):

2NaOH(избыток)  + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2(избыток)  → NaHCO3

Оксид азота IV имеет промежуточную степень окисления, поэтому в ходе реакции может образовать как азотную, так и азотистую кислоты.

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2  + H2O

2KOH + 2NO2 + O2 = 2KNO3 + H2O

3. Гидроксиды щелочных металлов вступают во взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве будут образовываться средние соли, а в растворе — комплексные соли.

Например, гидроксид натрия  с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

2NaOH + Al2O3  → 2NaAlO2 + H2O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве реагирует с образованием комплексной соли, называемой. тетрагидроксоалюминатом натрия:

NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]

4. Щелочи способны реагировать с кислыми солями с образованием средних солей. Так если к гидроксиду калия  прибавить его же гидрокарбонат, то получим карбонат калия:

KOH + KHCO3 →  K2CO3  +  H2O

5. Гидроксиды ЩМ, как и сами щелочные металлы, реагируют с большим числом простых неметаллов, за исключением инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода.

Кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2

Фтор окисляет щелочи с выделением кислорода:

4NaOH + 2F2 → 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O

Галогены (хлор, бром, йод), сера и фосфор диспропорционируют в щелочах:

3KOH +  P4 +  3H2O =  3KH2PO2  +  PH3↑

2KOH(холодный)  +  Cl2  = KClO  +  KCl  +  H2O

6KOH(горячий)  +  3Cl2  =  KClO3  +  5KCl  +  3H2O

Сера реагирует с гидроксидами ЩМ только при нагревании:

6NaOH  +  3S  =  2Na2S   +  Na2SO3  +  3H2O

6. Щелочи способны реагировать с амфотерными металлами, за исключением железа и хрома. В расплаве образуется соль и выделяется водород:

2KOH + Zn → K2ZnO2 + H2

В растворе при взаимодействии алюминия или цинка образуется комплексная соль и выделяется водород:

2NaOH + 2Al  + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2

7. Щелочи реагируют с солями тяжелых металлов. Хлорид меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия. В качестве продуктов реакции мы получаем хлорид натрия и голубой осадок гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

Гидроксиды ЩМ взаимодействуют с солями аммония. Так из хлорид аммония и гидроксида натрия получают новую соль хлорид натрия, аммиак и вода:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl

8. Гидроксиды щелочных металлов способны плавиться без разложения, однако один гидроксид лития разлагается при температуре около 600°С с образованием оксида лития:

2LiOH → Li2O + H2O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований. В воде диссоциируют почти целиком, что приводит к образованию щелочной среды (изменяется окраска кислотно-основного индикатора).

NaOH ⇄ Na+ + OH—

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу. На катоде восстанавливается сам металл, а на аноде выделяется молекулярный кислород: 4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Железо

Строение атома

Железо находится в VIIIB группе Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.
Электронное строение атома: +26 Fe 1s22s22p63s23p64s23d6 4p0

На внешнем электронном слое у атома находится 2 электрона. При возбуждении атома один из электронов может перейти на на 4p орбиталь. На внешнем уровне может находится 6 неспаренных электронов. Железо проявляет степень окисления +2 и +3, но максимальная возможная степень окисления +6.

Нахождение в природе Fe

Железо относится к одним из самых распространенных химических элементов в земной коре. По содержанию оно на втором месте среди металлов. 

Основные природные минералы железа:
FeS2 — пирит, серый колчедан, железный колчедан
Fe2O3 — гематит, железный блеск, красный железняк
Fe2O3*nH2O — лимонит, бурый железняк
Fe3O4 — магнетит (магнитный железняк), железная окалина
FeOOH — гетит, железная руда игольчатая
FeOOH*nH2O — гидрогетит
Fe(CO3) — сидерит, железный шпат

Получение Fe

В лабораторных условиях железо можно получить следующими способами:                     
1) восстановлением Fe2O3  чистым водородом;
Fe2O3+H2=H2O+Fe
2) алюмотермия (при нагревании)
Fe2O3+Al=Al2O3+Fe 
3) электролиз водных растворов  солей железа (II)

В промышленности железо получают из руд в доменной печи.

Доменная печь представляет собой вертикальную печь высотой 20-35 метров. В ней непрерывно при высокой температуре происходит доменный процесс:

  1. Сверху подается железная руда, кокс и флюсы (карбонаты кальция и магния);
  2. Снизу поступает воздух, обогащенный кислородом. 
  3. В результате восстановительных процессов из руды получается железо. 

Физические свойства Fe

  • Серебристо-белый металл с сероватым оттенком
  • Пластичен 
  • Различные примеси (в частности углерод) повышает его твердость и хрупкость.
  • Ярко выражены магнитные свойства
  • Высокие температуры плавления и кипения

Химические свойства Fe

Железо — металл с невысокой химической активностью. При обычных условиях он инертен к сильным окислителям, но при нагревании его активность увеличивается. 

Железо реагирует с простыми веществами при нагревании:

  1. С кислородом, галогенами и серой

Fe+O2 = Fe3O4(FeO*Fe2O3)
Fe+Cl2 = FeCl3
Fe+Br2=FeBr3
Fe+I2=FeI2
Fe+S=FeS

2. С фосфором и кремнием

Fe+P=Fe3P2
Fe+Si=Fe2Si

  1. С водой

При высоких температурах раскаленное железо взаимодействует с парами воды:

Fe+H2O=Fe3O4+H2

На влажном воздухе может происходить коррозия железа:

Fe+O2+H2O=Fe(OH)3

  1. С кислотами

Концентрированные растворы серной и азотной кислоты при обычных условиях пассивируют поверхность железа. Железо растворяется в этих кислотах только при нагревании.

Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O
Fe + HNO3(конц.) = Fe(NO3)3  + NO2↑ +3H2O
Fe + HNO3(разб.гор.) =  Fe(NO3)3 + NO↑+H2O 

Fe + HNO3(оч. разб.)  = Fe(NO3)3   +   NH4NO3   +  H2O 

Железо в электрохимическом ряду напряжений металлов стоит перед водородом, поэтому оно может реагировать с минеральными кислотами. Если при реакции будет выделяться водород, то образуется соль Fe (II): 

Fe+HCl = FeCl2+H2
Fe+H2SO4(разб) = FeSO4+H2

5. С солями

Железо может вытеснять малоактивные металлы (стоящие в ЭХР напряжений металлов после Fe) из растворов их солей. Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

Оксиды железа

Наиболее распространены соединения железа со степенью окисления +2 и +3.  Известен и смешанный оксид железа Fe3O4 или FeO*Fe2O3.

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

  1. Восстановлением оксида железа (III).

Fe2O3 +H2 = 2FeO +H2O
Fe2O3 +CO = 2FeO+CO2
Fe2O3 +Fe = 3FeO

  1. Разложением гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)2 = FeO   +  H2O

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

  1. При взаимодействии FeO с кислотными оксидами образуются соответствующие соли.

FeO  +  SO3 = FeSO4

  1. FeO взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

FeO  +  2HCl  = FeCl2 +  H2O

  1. Оксид железа II с водой не реагирует.
  2. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода: 
  3. FeO легко окисляется до соединений железа (III).

FeO  +  4HNO3(конц.)  = NO2  +  Fe(NO3)3  +  2H2O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO  +  10HNO3(разб.) = 3Fe(NO3)3  +  NO  +  5H2O

  1. FeO обладает слабыми окислительными свойствами.

FeO   +   CO  = Fe   +  CO2

Оксид железа (III) – это твердое вещество, нерастворимое в воде красно-бурого цвета.

Оксид железа (III) можно получить различными способами:

  1. Окислением оксида железа (II) кислородом.

4FeO   +   O2  = 2Fe2O3

  1. Разложением гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)3  =  Fe2O3   +  3H2O

Оксид железа (III) – амфотерный оксид.

  1. При взаимодействии Fe2O3 с кислотными оксидами и кислотами образуются соответствующие соли.

Fe2O3  +  6HNO3   = 2Fe(NO3)3  +  3H2O

  1. Взаимодействует с щелочами и основными оксидами только в расплаве с образованием  соответствующих солей (ферритов).

Fe2O3  +  2NaOH = 2NaFeO2  +  H2O

  1. Fe2O3 с водой не реагирует.
  2. Окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Fe2O3  +  KClO3  +  4KOH = 2K2FeO4  +  KCl  +  2H2O

Нитраты и нитриты в щелочной среде окисляют оксид железа (III):
Fe2O3  +  3KNO3  +  4KOH  = 2K2FeO4  +  3KNO2  +  2H2O

  1. Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Fe2O3  +  3СO  = 2Fe  +  3CO2
Fe2O3  +  3Н2 = 2Fe  +  3H2O
Fe2O3  +  Fe = 3FeO
Fe2O3  +  3NaH = 3NaOH  +  2Fe

Может реагировать с более активными металлами.
Алюмотермия:
Fe2O3  +  2Al = 2Fe  +  Al2O3

  1. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий  и амфотерный. При сплавлении он вытесняет более летучие оксиды (углекислый газ) из солей.

Fe2O3  +  Na2CO3 = 2NaFeO2  +  CO2

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Оксид железа (II, III) можно получить различными способами:

  1. Горением железа на воздухе:

3Fe  +  2O2  = Fe3O4

  1. Неполным восстановлением оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe2O3  +  Н2  =  2Fe3O4  +  H2O

  1. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с парами воды с образованием двойного оксида железа (II, III):

3Fe  +  4H2O(пар) = Fe3O4  +  4H2

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

  1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соответствующие соли железа (II) и железа (III).

Fe3O4  +  8HCl  = FeCl2  +  2FeCl3  +  4H2O
Fe3O4   +  4H2SO4(разб.) = Fe2(SO4)3  +  FeSO4  +  4Н2О

  1. Реагирует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной). 

Fe3O4  +  10HNO3(конц.) = NO2↑  +  3Fe(NO3)3  +  5H2O

Разбавленной азотной кислотой Fe3O4 окисляется при нагревании:
3Fe3O4   +  28HNO3(разб.) =  9Fe(NO3)3   +   NO   +  14H2O

Окалина окисляется концентрированной серной кислотой:
2Fe3O4   +  10H2SO4(конц.)  = 3Fe2(SO4)3  +  SO2   +   10H2O

Fe3O4 окисляется кислородом воздуха:
4Fe3O4  +  O2(воздух)  = 6Fe2O3

  1. С водой не взаимодействует.
  2. Fe3O4 окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа.
  3. Проявляет окислительные свойства.

Оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):
Fe3O4  +  4CO  = 3Fe  +  4CO2

Fe3O4 восстанавливается водородом:
Fe3O4   +  4H2  = 3Fe   +   4H2O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Алюмотермия:
3Fe3O4  +  8Al  = 9Fe  +  4Al2O3

Гидроксиды железа

Гидроксид железа (II) можно получить:

  1. действием раствора аммиака на соли железа (II).

FeCl2   +   2NH3   +   2H2O = Fe(OH)2   +   2NH4Cl

  1. действием щелочи на соли железа (II).

FeCl2 + 2KOH  = Fe(OH)2↓ + 2KCl

Свойства гидроксида железа (II):

  1. Проявляет основные свойства — реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Fe(OH)2  +  2HCl = FeCl2  +  2H2O
Fe(OH)2  +  H2SO4  = FeSO4  +  2H2O
Fe(OH)2  +  2HBr = FeBr2  +  2H2O

  1. Взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Fe(OH)2 + SO3  =  FeSO4 + 2H2O

  1. Проявляет сильные восстановительные свойства. При этом образуются соединения железа (III).

4Fe(OH)2  +  O2  +  2H2O  =  4Fe(OH)3↓
2Fe(OH)2   +  H2O2   = 2Fe(OH)3
2Fe(OH)2  +  4H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3  +  SO2  +  6H2O

  1. Разлагается при нагревании:

Fe(OH)2 = FeO  +  H2O

Гидроксид железа (III) можно получить: 

  1. Действием раствора аммиака на соли железа (III).

FeCl3 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

  1. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)2  +  O2  +  2H2O  =  4Fe(OH)3↓
2Fe(OH)2   +  H2O2    = 2Fe(OH)3

  1. Действием щелочи на раствор соли железа (III).

FeCl3 + 3KOH   = Fe(OH)3↓ + 3KCl

  1. При взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов. Образующийся карбонат железа (III) подвергаются необратимому гидролизу в водном растворе.

2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O  =  2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr

Гидроксид железа (III) проявляет следующие свойства:

  1. Слабовыраженные амфотерные. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O
Fe(OH)3  +  3HCl =  FeCl3  +  3H2O
2Fe(OH)3  +  3H2SO4  = Fe2(SO4)3  +  6H2O
Fe(OH)3  +  3HBr = FeBr3  +  3H2O

  1. Взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

2Fe(OH)3 + 3SO3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

  1. Взаимодействует с щелочами в расплавах с образованием соответствующих солей — ферритов. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

KOH  +  Fe(OH)3  = KFeO2 + 2H2O

  1. Разлагается при нагревании:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Соли железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3  +  8NO2  +   O2

 Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает обратимо по нескольким ступеням.

I ступень: Fe3+ +  H2O  ↔  FeOH2+ + H+
II ступень: FeOH2+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+
III ступень: Fe(OH)2+ + H2O ↔ Fe(OH)3 + H+

Однако  сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe2(SO4)3  +  6NaHSO3  = 2Fe(OH)3  +  6SO2  +  3Na2SO4
2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr
2Fe(NO3)3  +  3Na2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  6NaNO3  +  3CO2↑
2FeCl3  +  3Na2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  6NaCl  +  3CO2↑
Fe2(SO4)3  +  3K2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  3CO2↑  +  3K2SO4

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:
2FeCl3  +  3Na2S  →  2FeS  +  S  +  6NaCl

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойства. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

2FeCl3  +  3Na2S(избыток) =  2FeS  +  S  +  6NaCl
2FeCl3 (избыток)  +  Na2S  =  2FeCl2  +  S   +  2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:
2FeCl3  +  H2S  =  2FeCl2  +  S   +  2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.
2FeCl3  +  2KI    →   2FeCl2  +  I2   +  2KCl

Ферраты и ферриты

Ферриты – соли несуществующей в свободном виде железистой кислоты HFeO (феррит натрия NaFeO2). 

Обычно ферриты натрия или калия получают сплавлением оксида железа (III) с карбонатом натрия или калия:

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO↑

В технике ферритами называют продукты спекания (при температуре 1000-1400 С) порошков оксида железа (III) и некоторых оксидов двухвалентных металлов (Zn, Ni, Mn):

Fe2O3 + ZnO = Zn(FeO2)2

Ферраты – соли железной кислоты H2FeO2. Здесь железо находится в своей степени окисления +6. 

Если нагреть стальные опилки или оксид железа(III) с нитратом и гидроксидом калия, то образуется сплав, содержащий феррат калия: K2FeO4:

Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3 = K2FeO + 3KNO2 + 2H2O

При растворении сплава в воде получается красно-фиолетовый раствор, из которого действием хлорида бария можно осадить нерастворимый в воде феррат бария BaFeO4:

K2FeO+ BaCl2 = BaFeO4↓+ 2KCl

Все ферраты – сильные оксилители (более сильные, чем перманганаты). H2FeO4 и FeO3 в свободном состоянии не получены.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Водород и кислород

Водород

Содержание 

  1. Водород как химический элемент 
  2. Физические свойства водорода 
  3. Химические свойства водорода 
  4. Способы получения водорода 
  5. Применение водорода 
  6. Вода
  7. Кристаллогидраты
  8. Пероксид водорода

1. Водород как химический элемент

Водород — химический элемент с порядковым номером 1 — самый легкий из всех элементов периодической таблицы. В состав атома входят один протон и один электрон, такое строение является причиной уникальных свойств водорода.

Водород в периодической системе занимает особое место. С одной стороны, он может быть помещен в главную подгруппу первой группы, т.к. водород, как и щелочные металлы, способен отдавать один электрон. С другой стороны, подобно галогенам, водород способен присоединять один электрон, поэтому он может быть помещен в главную подгруппу седьмой группы. 

В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: +1 и -1

характеристика водород 
Химический знак H 
Электронная конфигурация 1S1 
Степени окисления +1, 0, -1 
степень окисления-10+1
соединенияKH, MgH2H2H2O, HF, NH3

Существуют три изотопа водорода: протий H, дейтерий D и тритий T. 

 H D T 
электроны 1 1 1 
протоны 1 2 3 

2. Физические свойства водорода

  • Температура кипения: -252,76 °С
  • Температура плавления: -259,14 °С
  • Слабо растворяется в воде 
  • Легче воздуха в 14,5 раз
  • Взрывоопасное вещество

3. Химические свойства водорода

1. Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами (проявление восстановительных свойств, повышение степени окисления)

реагент реакция Условия/особенности 
кислород 2H2 + O2 = 2H2O Нагревание, смесь H2 и O2 взрывоопасна 
Хлор (возможно с другими галогенами) H2 + Cl2 = 2HCl Ультрафиолетовый свет или нагревание 
Сера H2 + S = H2S Пропускание водорода над нагретой серой, H2S имеет запах тухлых яиц 
Азот N2 + 3H2 = 2NH3 Присутствие катализатора, повышенное давление и температура 

2. Взаимодействие с простыми веществами — металлами (проявление окислительных свойств, понижение степени окисления)

реагент реакция условия/особенности 
ЩМ, ЩЗМ 2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2 Нагревание, происходит образование гидридов 

3. Взаимодействие со сложными веществами

реагент реакция Примечания 
Оксиды металлов CuO + H2 = Cu + H2O Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O Получение металлов из их оксидов в металлургии Не реагируют оксиды активных металлов (левее марганца в ряду активности)  
Оксиды неметаллов CO + 2H2 = CH3OH Присутствие катализатора 
Смесь CO и H2 — “синтез-газ” 
 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O Реакция используется в очистительных системах при производстве HNO3 

4. Основные способы получения водорода 

а) В лаборатории: 

водород получают действием кислот (соляной или разбавленной серной) на металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (чаще цинк или железо): 

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 

Реакцию обычно проводят в аппарате Киппа, а для получения малых количеств водорода — в приборе Кирюшкина. Водород собирают методом вытеснения воздуха, держа пробирку донышком вверх, или методом вытеснения воды.

Рис. 1. Получение водорода в аппарате Киппа

Рис. 2. Прибор Кирюшкина

б) В промышленности:

Способ получения Уравнение реакции 
Газопаровая конверсия угля C + H2O = CO + H2 
Взаимодействие метана с водяным паром CH4 + H2O = CO + 3H2 
Разложение метана CH4 = C + 2H2 
Электролиз воды 2H2O = 2H2 + O2 

5. Применение водорода

  1. Получение многих веществ
    • аммиака
    • хлороводорода
    • метилового спирта и других органических веществ из синтез-газа
    • маргарина
    • металлов (например, вольфрама) из оксидов
  2. Жидкий водород используется как ракетное горючее

6. Вода

Физические свойства:

Чистая вода — прозрачная жидкость, без цвета, вкуса и запаха

  • температура кипения: 100 °С при 1 атм
  • температура плавления 0°С
  • плотность 1 кг/л

Химические свойства:

  • С металлами (в ряду напряжений до водорода)

H2O + K = KOH + H2

  • С основными и кислотными оксидами:

CaO + H2O = Ca(OH)2

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

  • Гидролиз солей

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

  • С гидридами активных металлов 

LiH + H2O = LiOH + H2↑ 

  • Реакции с C, CO, CH4 

C + H2O = CO + H2↑ 

H2O + CO = (кат.) CO2 + H2↑ 

H2O + CH4 = (кат.) CO + H2↑ 

  • С галогенами 

Cl2 + H2O = HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты — без нагревания)

Cl2 + H2O = HCl + HClO3 (соляная и хлорноватая кислоты — при нагревании)

7. Кристаллогидраты 

Кристаллогидраты — это сложные вещества, содержащие в кристаллической решетке молекулы воды

медный купорос CuSO4*5H2O — пентагидрат сульфата меди (II)кристаллическая содаNa2CO3*10H2O — декагидрат карбоната натрияцинковый купорос ZnSO4*7H2O — гептагидрат сульфата цинка

8. Пероксид водорода H2O2

Физические свойства:

бесцветная прозрачная жидкость со слабым своеобразным запахом, “металлическим” вкусом, слегка вязкая

Получение

Используют пероксиды и супероксиды металлов

K2O2 + H2O = KOH + H2O2 

BaO2 + H2SO4 = BaSO4+ H2O2 

Химические свойства

  • разложение в разбавленных растворах

H2O2 = H2O2+ O2 

  • проявление окислительных свойств

KCl + H2O2 + H2SO4 = Cl2 + K2SO4 + H2O 

Кислород

Содержание

  1. Кислород как химический элемент 
  2. Физические свойства кислорода, аллотропия 
  3. Химические свойства кислорода 
  4. Способы получения кислорода 
  5. Применение кислорода

1. Кислород как химический элемент

Кислород – элемент с порядковым номером 8, входит в 6 группу периодической таблицы Менделеева, обозначается буквой O.  Кислород существует в виде трёх стабильных изотопов: 16O, 17O 18O, наиболее распространен 16O.

характеристика водород 
Химический знак O 
Электронная конфигурация 1S22s22P4 
Наиболее частые степени окисления 0, -1, -2 
Степень окисления Соединение 
0 O2 
-1 H2O2, Na2O2 
-2 оксиды металлов и неметаллов,  кислоты и основания амфотерные оксиды и гидроксиды соли кислородсодержащих кислот 

Электронная конфигурация кислорода: +8O 1s22s22p4

1s   2s 2p 

2. Физические свойства 

  • Кислород – это бесцветный, без запаха, безвкусный газ.  
  • Температура кипения:  -182,96 ° C  
  • Температура плавления: -218,4 ° C 
  • Цвет: слегка голубоватый оттенок  
  • Аллотропные формы кислорода: кислород и озон. Кислород (O2) содержит 2 атома в молекуле, а озон (O3) — 3. 

3. Химические свойства

 1. Взаимодействие с неметаллами

реагент реакция примечание 
сера S + O2 = SO2 Необходимо нагревание, в процессе реакции можно наблюдать синее пламя 
фосфор4P + 5O2 = 2P2O5 Необходимо нагревание, в процессе реакции образуется белый дым 
фосфор4P + 3O2 =   2P2O3 Реакция идет при недостатке кислорода 
Углерод, кремний, водород С + O2 = СO2 
Si + O2 = SiO2 
2H2 + O2 = 2H2O 		Необходимо нагревание, реакции протекают с выделением тепла (экзотермические) 
азот N2 + O2 = 2NO Необходима высокая температура (3000 °C), реакция 

2. Взаимодействие с металлами

реагент реакция примечание 
ЩЗМ, литий, алюминий 2Ca   +   O2 → 2CaO 4Li + O2 = 2Li2O 4Al + 3O2 = 2Al2O3 Активные металлы взаимодействуют с O2 при комнатной температуре Образуются оксиды 
натрий 2Na + O2→  Na2O2 Горение натрия в кислороде Образуется пероксид 
Калий, рубидий, цезий K + O2→  KO2 Образуется смесь продуктов, преимущественно — надпероксид 
железо 2Fe + O2→  2FeO 4Fe + 3O2→  2Fe2O3 3Fe + 2O2→  Fe3O4  в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железная окалина 
Менее активные металлы Cu + O2 = 2CuO Необходимо нагревание 

3. Взаимодействие со сложными веществами: 

Многие сложные органические и неорганические вещества горят в кислороде с образованием оксидов элементов, входящих в состав этих веществ: 

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O 

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O 2CO + O2 = 2CO2

4. Способы получения кислорода 

Лабораторные способы получения кислорода:

  1. Разложение перманганата калия:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

2. Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):

2H2O2 →  2H2O + O2  

3. Электролиз воды: 

2H2O = O2 + 2H2 (Протекает под действием электрического тока) 

4. Разложение некоторых солей кислородсодержащих кислот (KClO3, NaNO3, KNO3) 

5. Применение кислорода

  • В ракетном топливе: при соединении водорода и кислорода, освобождается большое количество энергии, которая используется для подъема ракеты в космос 
  • Производство металлов (кислород применяют для сжигания углерода и других примесей, которые находятся в железе для производства стали) 
  • Для резки металлов и сплавов (в смеси с водородом и ацетиленом) 
  • В медицине кислород используют для проведения искусственного дыхания,  
  • Для создания искусственной атмосферы (на подводных лодках, космических кораблях, при работе водолазов)

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Кристаллические решетки

Прежде, чем ознакомиться с данной темой, нужно вспомнить, что такое агрегатное состояние вещества и какими они могут быть.

Агрегатное состояние вещества — это такие состояния одного и того же вещества, которые зависят от определенных температур и давления, а переходы между ними сопровождаются скачкообразным изменением физических параметров.

Всего выделяют 4 вида агрегатных состояний: твердое, жидкое и газообразное, а также плазма. Однако, на данный момент нас будет интересовать только твердое агрегатное состояние, т.к. только в нем можно увидеть какую-либо структуру.

АЛЛОТРОПНАЯ МОДИФИКАЦИЯ

ВАЖНО! У многих веществ и соединений есть свои аллотропные модификации.

Аллотропные модификации— это вещества, образованные из одного химического элемента, однако имеющие различные свойства и строение.

● Давайте рассмотрим такой элемент, как сера. Она бывает трех видов: ромбическая, моноклинная и пластическая. Ромбическая и моноклинные построенные из циклических S8, которые размещены по узлам моноклинной и ромбических решеток. Однако, соединены и образуют, так называемую, корону с длинами связями S-S =0,206 нм . При нагревании она переходит в пластическую серу, которая по своей структуры ближе к аморфным.

● Углерод имеет множество модификаций, но выделяют самые известные: алмаз, графит, карбин, фуллерен. Самая устойчивая из них — алмаз, имеющая тетраэдрическое строение. Из-за такого строения он имеет высокую твердость и является эталоном твердости по шкале Мооса.

Графит имеет слоистую решетку. Из-за наличия пространства между слоями графит имеет относительную мягкость, а также он жирный на ощупь.

Фуллерен C60 имеет сферическую форму (напоминающую футбольный мяч). Из-за слабых вандервальссовых связей имеет низкую твердость. Особенность заключается в том, что внутри образуется полость, диаметр которой примерно 5Å.

● Фосфор также имеет аллотропные модификации. Самые известные из них: белая, черная и красная.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, а атомы P расположены по вершинам тетраэдра. Данная модификация фосфора легко деформируется и режется ножом. Является ядовитым веществом!

Черный фосфор наиболее стабильная и химически неактивная модификация. Данное соединение имеет высокую твердость, нерастворимо в воде и во многих органических растворителях.

Красный фосфор имеет формулу Pn и представляет собой полимер. Плотность его выше, чем у белого фосфора 2,4 гр/см3. Обычно его получают путем нагревания белого фосфора.

Как вы уже знаете, все тела и предметы состоят из маленьких частиц — атомов. В твердых телах атомы могут быть расположены как хаотично, так и в строго определенном порядке. Тела, у которых отсутствует явный порядок в расположении атомов, называются аморфными.

Примеры: смола, стекло, кремнезем, пластмасса, янтарь и т.д. 

КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ РЕШЕТКА

Кристаллическое вещество — вещество, в составе которого атомы расположены строго определенным образом.

В отличии от аморфных тел, кристаллическое вещество может иметь определенную температуру плавления. Они способно самоограняться (приобретать определенную огранку), анизотропны (зависимость каких-либо физических параметра от направления самих кристаллов), а также обладают симметрией.

Кристаллические вещества обычно характеризуются кристаллической решеткой.

Кристаллическая решетка — пространственное расположение атомов и ионов в кристалле.

Всего существуют 4 вида кристаллических решеток: ионная, молекулярная, металлическая и атомная. Каждый из них обладает определенными физическими свойствами.

Можно также отметить, что кристаллическая решетка тесно связана с химической связью. Во многих случаях вид химической связи (ионная, ковалентная, металлическая)  предопределяет тип кристаллической решетки.

1) Ионный тип кристаллической решетки имеет в структуре противоположно заряженные ионы. Данные ионы удерживаются за счет электростатических сил.

Вещества, имеющие данный вид решеток, обычно обладают высокой твердостью, тугоплавкостью и нелетучестью. Также можно сказать, что многие вещества с такой решеткой обладают некоторой хрупкостью. Это объясняется некоторым смещением этих ионов в узлах решетки при механических воздействиях.

В большинстве случаев их растворы могут проводить электрический ток.

Стоит отметить, что некоторые вещества ионного характера нерастворимы или малорастворимы в воде (BaSO4, CaCO3 и т.д.).

Ионную кристаллическую решетку имеют вещества, у которых ионный тип связи: соли (NaCl, KNO3), гидроксиды металлов (NaOH, KOH), а также некоторые оксиды металлов.

2) Узлы молекулярной кристаллической решетки образованы молекулами.

Данный тип молекул связан между собой за счет межмолекулярных взаимодействий. Из-за слабой связи для них характерна высокая летучесть, малая твердость, легкооплавкость. Данный тип решеток имеют вещества, в которых присутствует ковалентный (полярный или неполярный) вид связи: простые вещества (O2, N2 , S8, P4(белый)), сложные вещества (H2O, углекислый газ CO2, этанол C2H5OH),С60 (фуллерен).

3) Металлический тип решеток характерен для металлов.

Связь в этих решетках держится следующим образом: металлы в решетках склонны отдавать свои электроны Мe0-e——Me+1, за счет этого образуются положительно заряженные ионы (катионы), а внутри решетки образуется, так называемый, «электронный газ» (скопление электронов). Эти электроны перемещаются по всей решетке и становятся общими. Внутри в итоге оказываются и электроны, и атомы металлов, и ионы металла. Это как раз и обуславливает, почему наши металлы электро- и теплопроводны.

Для них характерны чаще всего  ковкость, металлический блеск,  хорошая тепло- и электропроводность, многие металлы также имеют высокую температуру плавления.

Примеры: Fe, Al, Zn, Mg и т.д. 

4) Атомная кристаллическая решетка относится к довольно прочным типам решеток.

В данной решетке атомы связаны между собой ковалентной связью.

Яркими представителями являются: алмаз С, кремний Si, бор В, карборунд SiC, оксид кремния (IV) SiO2, карбиды и нитриды бора. Из-за отсутствия свободных электронов в узлах этой решетки для них не характерна электропроводность.

Данные вещества обладают следующими физическими свойствами: высокая прочность, тугоплавкость, низкая тепло- и электропроводность, также они нерастворимы во многих  растворителях.

Алгоритм идентификации кристаллической решетки:

При решении различных задач связанных с идентификацией кристаллической решетки у веществ можно пользоваться определенным алгоритмом:

1) Определяем тип вещества (простое или сложное)
2) Простое вещество: выясняем тип связи:
● Ковалентная неполярная (неМе с одинаковым ЭО, два одинаковых атома)——>молекулярная решетка
● Металлическая (у всех металлов, s, p, d Ме)—->металлическая решетка
3) Сложное вещество:
● Ковалентная полярная (неМЕ с разной ЭО, между двумя разными неМЕ)——>молекулярная решетка
● Ионная (между элементами с разной ЭО, между МЕ и неМЕ)—->ионная кристаллическая решетка

ЗАПОМНИТЬ! К атомным относятся: С (алмаз, графит), В (бор), BN, B4С (нитрид и карбид бора), Si, Si02, SiC (карборунд), Al203.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Гидролиз солей в водном растворе

Одним из наиболее важных процессов в химии является гидролиз. Данный процесс характеризует поведение солей в водных растворах, является основой многих биологических процессов. 

Гидролиз— это процесс разложения соли в водном растворе в результате которого образуется слабый электролит. Данный процесс является обратимым в большинстве случаев.

На глубину гидролиза так же влияет природа соли, её концентрация в растворе и температура. 

  • Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Чем сильнее “родственная” кислота и “родственное” основание, тем хуже протекает гидролиз. NaCl образован из HCl и NaOH. Эти вещества сильные электролиты, поэтому данная соль не гидролизуется. При одинаковых молярных концентрация разных солей степень гидролиза напрямую зависит от их природы.
  • Чем выше концентрация, тем меньше степень диссоциации, а значит гидролиз соли протекает в меньшей степени.
  • Температура на прямую влияет на константу диссоциации воды. Так про 0°С pH=7, а при 100°С pH=6, поэтому при повышении температуры увеличивается гидролиз соли.

Для определения среды, которую образует соль достаточно посмотреть на продукты гидролиза или на сокращённое ионное уравнение. Если образуется два слабых электролита, то среда нейтральная.

KF + H2O ↔ KOH + HF

HF — слабый электролит, значит он не оказывает сильного влияния на кислотность.

KOH — сильный электролит, значит это вещество оказывает влияние на среду. Т.к. это щёлочь, то среда будет щелочная (аналогично и для кислот).

Fe3+ + H2O ↔ Fe(OH)2++ H+

В данном случае образуется ион водорода, который создаёт кислую среду (аналогично и для OH—).

Ступенчатый гидролиз

Такой тип гидролиза характерен для многозарядных катионов и анионов. Данный процесс происходит ступенчато, т.е. поэтапно.

Гидролиз аноина:

CO32- + H2O ↔ HCO3— + OH—

HCO3— + H2O ↔ H2CO3 + OH—

Гидролиз катиона:

Al3+ + H2O ↔ Al(OH)2++ H+

Al(OH)2++ H2O ↔ Al(OH)2++ H+

Al(OH)2+ + H2O ↔ Al(OH)3 + H+

Важно понимать, что чем сильнее заряд частицы, тем сильнее будет протекать гидролиз. На pH большее влияние оказывает именно первая ступень гидролиза. Т.к. чем выше заряд частицы, тем она сильнее будет связываться с катионом водорода или гидроксид-анионом.

Гидролиз бинарных соединений

Данному виду гидролиза подвергают бинарные соли , солеподобные соединения и галогенангидриды неорганических кислот. У бинарных солей гидролиз может проходить обратимо, а у солеподобных и галогенангидридов неорганических кислот гидролиз всегда необратимый. Солеподные соединения всегда образуют щелочные растворы, а галогенангидриды кислые.

Солеподобные соединения

NaH + H2O → NaOH + H2

Li3N + 3H2O →NH3 + 3LiOH

Галогенангидриды неорганических кислот

PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl

PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr

SO2Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl

Бинарные соли

KF + H2O ↔ KOH + HF

Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH

Двойной гидролиз

Как говорилось ранее, некоторые соли IV типа в растворе не живут. Это связанно с тем, что и катион, и анион гидролизуясь образуют такие соединения, которые не являются частью раствора (осадок + газ). Из-за этого равновесие смещается в сторону продуктов.

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 6NaCl + 2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑

2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O → 6NaNO3 + 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

  • Россия, г. Самара,
    ул. ак. Павлова, 1

  • +7(846) 334-54-0

  • grisiak.aa@ssau.ru
Мы в соц. сетях
Факультеты ЕНИ

©Естественнонаучный институт Самарского университета