Соколов Д.И. Шпаргалки по химии

г----~-----------------I

------------T-----~----I

Химические

своиства

кислотных

окси-

I 3.

Электролиз

водных

растворов

солей:

I

дов:

2NaCl

+

2Н

О

эл.

ток)

2NaOH

+

Н

+

Сl

1.

Взаимодействие

с

водой:

I 2 2 2

Образуется

кислота:

Химические

своиства

щелочеи:

80,

-j-

н,о

~

Н,SO,

1.

Действие

на

индикаторы:

Р,05

+

3Н,О

~

2Н,РО,

лакмус

-

синий,

метилоранж

-

желтый,

2.

Взаимодействие

с

основанием:

фенолфталеин

-

малиновый.

Образуются

соль

и

вода:

2.

Взаимодействие

с

кислотными

окси

СО,

+

Ва(ОН),

~

ВаСО,

+

Н,О

дами:

8О,

+ 2NaOH

~

Na,80, +

Н

2

О

2КОН

+

СО,

~

К,СО,

+

Н,О

3.

Восстановление

до

простых

веществ:

КОН

+

СО,

~

КНСО,

Р,05+ 5С

~

2Р

+

5СО

3.

Взаимодействие

с

кислотами:

При

взаимодействии

основных

и

кис

NaOH + HNO,

~

NaNO, +

Н,О

лотных

оксидов

между

собой

обрззуется

4.

Обменная

резкция

с

солями:

соль:

Ва(ОН),

+

К,80,

~

2КОН

+

BaSOJ

Na,o

+

СО,

~ Na,CO,

3KOH+Fe(NO,),

~

Fе(ОН),J-

+ 3KNO,

Амфотерные

оксиды

взаимодействуют:

Хи""ические

своиства

Itерасmвори""ых

-

с

кислотами

:как

основные:

осnован.uU:

ZnO

+

H280,~

ZnSO, +

Н

2

О;

1.

Вззимодействие

с

кислотами:

-

с

основаниями

как

:кислотные:

Сн(ОН),

+

2НСl

~

CuCl, +

2Н,О

ZnO

+ 2NaOH

(t)

~

Na,ZnO, +

Н,О

2.

Термический

распад:

*

(ZnO

+ 2NaOH +

н,о

~

Nа,[Zп(ОН),])

Си(ОН),

(t')

~

СиО

+

Н,О

I

~-~--------~-----------~

I 15.

Солн

I

Соли

-

ЭТО

сложные

вещества,

которые

I

СОСТОЯТ

из

атомов

металла

и

кислотных

остатков.

Ови

представляют

собой

наи

I

более

многочисленный

класс

неорганичес·

I

ких

соединений.

Соли

подразделяются

на

шесть

следующих

групп:

I

1.

Средltие.

При

диссоциации

дают

толь

ко

катионы

металла

(или

NH,

')

:

Na,SO,

р

2Na'

+80:-

CaCl.

р

Са'"

+ 2CI-

I

'

2.

Кислые.

При

диссоциации

дают

ка

I

,

I

тионы

металла

(или

NH,

),

ионы

водоро

да

и

анионы

кислотного

остат}(а:

I NaHCO,

р

Na'

+

НСО,

Р

~

Na"

+

Н'

+

СО,'·

Эти

соли

являются

продуктами

непол

ного

замещения

атомов

водорода

много

основной

кислоты

на

атомы

металла.

3

.

О

ClioeltbIe.

П

ри

диссоциации

дают

ка

тионы

металла

(или

NH,"),

анионы

гидро

ксила

и

кислотного

остатка:

Zп(ОН)Сl

р

[Zп(ОН)]'

+

С!-

р

Zn"

+

ан-

+CI-

Эти

соли

являются

продуктами

непол

ного

замещения

групп

ОН·

соответствую

щего

основания

на

кислотные

остатки.

4.

Двоиltые.

При

диссоциации

дают

два

катиона

и

один

анион:

КЛJ(80,),

Р

К'

+ Al'" +

280:

5.

Смешаltные,

Образованы

одним

ка

тионом

и

двумя

анионами:

CaOCl,

р

Са'"

+ Cl- +

ОС]

6.

Ко""плеКСltые.

Содержат

сложные

ка

тионы

или

анионы:

[Ag(NH,),]Br

~

[Ag(NH,),]+ +

Br

Na[Ag(CN),]

Р

Na'

+ [Ag(CNJ,]-

Получение

средних

солей.

Большинство

способов

получения

средких

солей

ОСНО

вано

на

взаимодей:'Гвии

веществ

с

проти

-

воположными

своиствами:

1)

металла

снеметаллом:

2Na +Cl, ~ 2NaCI

2)

металла

с

кнслотой:

Zn

+ 2HCl

~

ZnCl, +

Н,

i

3)

металла

с

раствором

соли менее

ак

тинного

металла:

Fe +

Си80,

~

FeSO, +

Си

4)

основного

оксида

с

кислотным

окси

I

~M:

I

MgO

+

СО,

~

MgCO,

L

5)

осиовного

оксида

с

кислотой:

I

СиО

+

Н,80,

(t')

~

Си80,

+

н,о

I

.

6)

основания

с

КИСЛОТНЫМ

ОКСИДОМ:

I

Ва(ОН),

+

СО,

~

ВаСО,

+

Н,О

7)

основания

с

кислотой:

I

Са(ОН),

+

2НС]

~ CaCl, +

2Н,0

I

8)

соли

с

кислотой:

MgCO

+

2НСI

~

MgCI

+

Н

О

+

СО

i I

3 2 2 2

ВаСI

+

Н

SO

~

Ва80

1 +

2НС]

I

,

,.

,

9)

раствора

основания

с

раствором

соли:

I

Ва(ОН),

+

Na,80,

~ 2NaOH +

BaSO,J-

10) • I

растворов

двух

солеи:

3CaCI.

+ 2Na

РО

~

Са

(РО

)

J-

+ 6NaCl I

2

з

4 3 4 2

Химические

своиства

средll.их

солеи:

I

1.

Термическое

разложение:

СаСО,

~

СаО

+

СО,

I

2Cu(NO,),

~

2СиО

+ 4NO, +

О,

I

2.

Гидролиз:

I

Al,8, +

6Н,о

~

2АI(ОН),

+

3Н,8

Na 8 + Н

О

Р

NaH8 +NaOH I

"

3.

Обменные

реакции

с

кислотами,

ос-

I

нованиями

и

другими

солями:

I

AgNO, +

HCl

~

AgCl,l + HNO,

Fe(NO,),

+ 3NaOH

~

Fе(ОН),J-

+ 3NaNO I

1-- - - -

-х-

- -

--

'

16.

Генетическая

связь

между

I

различными

классами

соедииений

I

Ниже

приведены

примеры

такой

связи:

1)

металл

+

неметалл

~

соль

I

Hg+8~Hg8

I

2А!

+

31,

~

2Аl1,

2)

основной

оксид

+

кислотный

оксид

~

I

----)

соль

Li,o

+

СО,""

и,СО,

СаО

+

8102

~

СаБlO,

3)

основание

+

кислота...,

соль

~

Си(ОН),

+

2НС]

~

CuCl, +

2Н,о

~

I

~

~-~

19

18

------------------~----I

4.

Окнсдительно-восстановительные

ре

1.

Гидролиз

солей,

образованных

сла

I

акции,

обусловленные

свойствами

кати

бым

основанием

и

сильной

кислотой;

она

ИЛИ

аниона:

ZnCl, +

Н,О

р

[Zп(ОН)]Сl

+

НСl

I

2КМпО,

+

16НСl

---t

2MnCl, +

2КСl

+

2.

Добавление

небольших

количеств

I

+ 5Cl, +

8Нр

щелочей

к растворам

средних

солей

ме

таллов:

Получе"ие

кислых

солей.

Для

этого

AlCl, + 2NaOH

р

[Аl(ОН),]Сl

+ 2NaCl

можно

использовать:

3.

Взаимодействие

солей

слабых

кислот

1.

Взаимодействие

кислоты

с

недостат

со

средними

солями:

ком

основания:

2MgCl, + 2Na,CO, +

Н,О

---t

КОН

+

Н,80,

---t

KHSO, +

Н,О

---t

[Мg(ОН)],СО,

+

СО,

i + 4NaCl

2.

Взаимодействие

основания

с

избыт

КОМ

кислотного

оксида:

ХимичеСlCllе

свойства

ос"ов"ых

солей:

Са(ОН),

+

2СО,

---t

Са(НСО,),

1.

Термическое

разложение:

[Сu(ОН)],СО,(малахит)

---t

3.

Взаимодействие

средней

соли

с

кис

---t

2СиО

+

СО,

+

Н,О

лотой:

Са,(РО,),

+

4Н,РО,

---t

3Ca(H,PO,j,

2.

Взаимодействие

с

кислотой:

8п(ОН)Сl

+

НС!

---t

8nCl, +

HP

Хшtические

свойства

кислых

солей:

1.

Термическое

разложение

с

образова-

Структура

комплекс"ых

силей:

нием

средней

соли:

K,[Fe(CN),]

Са(НСО,),

---t

СаСО,

+

СО,

i +

HP

K,[Fe(CN),] -

внешняя

сфера

K,[Fe(CN).] -

внутренняя

сфера

2.

Взаимодействие

со

щелочью:

K,[Fe(CN),] -

комплексообразоаатель

Ва(НСО,),

+

Ва(ОН),

---t

2BaCO,J. +

2Н,0

(центральный

атом)

Получе"ие

ос"ов"ых

солей.

Для

зтого

K,[Fe(CN\]

-

координационное

число

МОЖНО

использовать:

K,[Fe(CN),] -

лиганд

Центральными

атомами

обычно служат

L-

~------I

ионы

металлов

больших

периодов

(Со,

Ni,

4)

металл

---t

основной

оксид

I

Си,

Ag,

Pt,

Hg);

типичными

лигандами

2Са

+

О,

---t

2СаО

являются

ОН-,

CN-,

NH"

СО,

нр;

они

Ш+~---tа~

I

донорно

связаны

с

центральным

атомом

акцепторной

связью.

5)

неметалл

---t

кислотный

оксид

I

Реакции

солей

с

лигандами:

8 +

О,

---t

80,

AgCl +

2NH,

---t

[Ag(NH,),]Cl

4As

+

50,

---t

2Ав'05

I

FeCi,

+ 6KCN

---t

K,[Fe(CN),] +

3КСl

6)

основной

оксид

---t

основание

I

ВаО

+ Н

2

О

---t

Ва(ОН),

Химические

свойства

комплеКС/l·ЫХ

со

Lip +

Н,О

---t

2LiOH

I

лей:

1.

Разрушение

комплексов

за

счет

обра

7)

КИСЛОТНЫЙ

оксид

---t

кислота

I

зования

малорастворимых

соединений:

Р'05

+

3Н,0

---t

2Н,РО,

2[Cu(NH,),]Cl +

К,8

->

80,

+

Н,О

---t

Н,80,

->

Cu8J. +

2КСl

+

4NH,i

2.

Обмен

лигандами

между

внешней

и

I

*

I

внутренней

сферами:

К,[СоС!,)

+

6Н,О

---t

[Co(H,O),]Cl, +

2КСl

I

,

I

~-~-------_~_---------_~

',Г

- - - -

~

- - - - -

т

- - - - - - - - - - --,

'\

17.

Кислоты

I

Графит

-

кристаллическое,

слоистое,

I

непрозрачное,

темно-серое

вещество,

обла

Кислоты

-

это

сложные

вещества,

со-

I

дает

металлическим

блеском,

мягкое,

про

стоящие

из

атомов

водорода

и

кислотно-

водит

электрический

ток.

Применение:

го

остатка.

(С

точки

зрения

теории

элект-

I

электроды,

карандашные

грифели,

замед

ролитической

диссоциации,

.кислоты

пред-

I

литель

нейтронов

в

ядерных

реа.кторах.

ставляют

собой

электролиты,

которые

при

Карбин

-

черный

порошок;

полупро

диссоциации

в

качестве

катионов

обра-

I

водник.

Состоит

из

линейных

цепочек

зуют

только

Н+.)

I

-С=С-С=С-

или

~C~C~C~C~.

Кислоты

подразделяются

на

две

груп

пы.

1.

По

составу:

на

бескислородные

I

Химические

свойства.

Углерод

-

мало

(HCl)

и

кислородсодержащие

(HNO,).

активен,

при

низких

температурах

реаги

2.

По

числу

атомов

водорода,

способных

I

рует

только

со

фтором;

активность

про

замещаться

на

металл:

на

одвоосновные

I

являет

при

высоких

температурах.

(HNO,),

двухосновные

(Н,8),

трехосновные

J

•

Углерод

проявляет

восстановительные

(НзРО,)...

Iro

свойства,

вступая

в

реакции:

Получить

кислоты

можно

одним

из

двух

I

--

с

кислородом

приведенных

ниже

способов:

С

+

О,

(п

---t

С0

2

(углекислый

газ)

1.

Взаимодействие

кислотного

оксида

с

I

2С

+

О,

(п

---t

2СО

(угарный

газ)

водой

(для

кислородсодержащих

кислот):

I

-

со

фтором

80,

+

Н,О

---t

Н,80,

С

+ 2F

2

---t

CF,

Р'05

+

3Н,0

---t

2Н,РО,

I

-

с

водяным

паром

2.

Взаимодействие

водорода

с

неметал

С

+

н,о

(t")

---t

СО

+

Н,

(водяной

газ)

лом

и

последующим

растворением

полу-

I

-

с

оксидами

металлов

ченного

продукта

в

воде (для

бескисло-

I

С

+

2СиО

(t')

---t

2Си

+

С0

2

родных

кислот):

-

С

кислотами-окислителями

Н

2

+ Cl,

---t

2НС1

I

С

+

2Н,80,(конц.)

---t

СО,

+

280,

+

2Н

2

О

_

Н2~---tН~

1

•

Углерод

проявляет

окислительные

свойства,

вступая

в

реакции;

-

с

некогорыми

металлами

18.

Элементы

IV

группы

2С

+

Са

---t

СаС

2

(карбид

кальция)

Периодической

системы

-

с

водородом

По

злектронным

структурам

нейтраль

С

+

2Н

2

---t

СН.

ных

атомов

к

углероду

и

кремнию

примы

Оксид

углерода

(11)

СО

(угарный

газ)

-

кают

германий

и

его

аналоги.

Максималь

бесцветный

газ,

без

запаха,

малораство

ная

валентность

этих

элементов

равна

че

рим

в воде,

растворим

в

органических

рас

тырем.

творителях,

ядовит.

Получение

Углерод

В

промышленности

(в

газогенераторах):

Значение

углерод

в

исключительно

ве

С

+ 02

---t

СО,

лико,

так

как

его

соединения

являются

СО,

+

С

---t

2СО

основой

всех

ЖИВЫХ

организмов.

В

атмо

В

лаборатории:

сфере

углерод

содержится

в

виде

углекис

НСООН

(t',

H,SO,)

---t

н,о

+

СО

лого

газа.

который

в

растворенном

состо

Н,С

2

О,

(t",

Н,80,)

---t

СО

+

СО,

+

н,о

янии

находится

также

во

всех

природвых

Химические

свойства.

При

обычных

водах.

Природный

углерод

слагается из

условиях

угарный

газ

инертен;

при

нагре

двух

иэотопов:

"С

(98%)

и

1ЗС(1

%).

Мас

вавии

-

восстановитель;

несолеобразую

са

изотопа

углерода

12С

принята

за

едини

щий

оксид.

цу

атомных

и

молекулярных

масс.

Угле

2СО

+

О,

---t

2С0

2

род

имеет

три

аллотропные

модифика

СО

+

СиО

---t

Си

+

СО,

ции:

СО

+

C1

2

(свет)

---t

СОС1,(фосген)

Алмаз

-

кристаллическое

прозрачное

Вступает

в

реакции:

-

с

расплавами

щелочей

(под

давлением)

вещество,

сильно

преломляет

лучи

света,

очень

твердое,

не

проводит

электрический

ток,

плохо

проводит

тепло.

Применение:

СО

+ NaOH

---t

HCOONa

шлифовальный

порошок,

буры,

стеклорезы.

L

~-~

21

20

- - - - - - - - - - - -

г

- - - - - - - - - - -

-

с

переходными

металлами

(образует

карбонилы)

Ni +

4СО

(С)

-..

[Ni(CO)4]

Оксид

углерода

ОУ)

СО,

(углекислый

газ

угольный

ангидрид)

_

бесцветный

газ:

без

запаха,

растворим

в

воде

-

в

1

л

Н,О

растворяется

0,9

л СО,

(при

нормаль

ных

условиях);

тяжелее

воздуха,

не

под

дер

живает

горение.

П

олучеnие

..

1.

Термическое

разложение

солеи

угольнои

кислоты

(карбонатов).

Обжиг

известняка:

СаСО

(t')

-..

СаО

+

СО

t

2.

де'йствие

сильных

'кислот

на

карбо

наты

и

гидрокарбонаты:

СаСО,

+

2НСl

-.. CaCl, +

Н,О

+

cO,t

NaHCO, +

НСl

-.. NaCl +

Н,О

+

cO,t

Химические

свойства

Вступает

в

реакции

с

ОСновными

окси

дами

и

основаниями,

образуя

соли

уголь

ной

кислоты:

СО,

+Na,O -.. Na,CO,

СО,

+ 2NaOH -.. Na,CO, +

Н,О

СО

+NaOH -..

NaHCO

,

_'

При

повышеннои

темпераТJ::ре

может

проявлять

окислительные

своиства:

СО,

+ 2Mg

(О

-..

2MgO

+

С

Качественная

реакция

-

помутнение

из

вестковой

воды:

Са(ОН),

+

СО,

-..

CaCO,~

+

Н,О

Угольная

кислота

Н,СО,.

Слабая

кисло

та,

которая существует только

в

водном

растворе:

СО,

+

Н,О

Р

Н,СО,

р

Н+

+

НСО,'

НСО;

Р

Н+

+

СО,"

Обладает

всеми

свойствами

кислот.

Средние

соли

-

карбонаты

(СО,").

Кис

лые

соли

-

бикарбонаты,

гидрокарбона

ты

(НСО,).

Гидрокарбонаты и

карбона

ты

могут

превращаться

друг

в

друга:

2NaНCO,

(С)

-..

Na,CO, +

HP

+

СО,

Na,CO, +

HP

+

СО,

-..

2NаНСО

з

Карбонаты

металлов

(кроме

щелочных)

при

нагревании

декарбоксилируются,

об

разуя

оксиды:

СпСО,

(t')

-..

СпО

+ co t

2

Качественная

реакция

-

«вскипание.

при

действии

сильной

КИСЛОТЫ:

Na

2

CO,

+ 2HC1-.. 2NaCl +

Н,О

+

cO,t

СО,'

+

2Н-

-..

НзО

+

СО}

L_~

/

т

- - - - -

~

- - - --,!

I

В

результате

реакции

соли

с

кислотой

I

также

можно

получить

кислоту:

I Ba(NO,), + H,SO, -..

BaВO,~

+ 2HNO,

I Na,SiO, +

2H~

-..

H,SiO.~

+

;mаСl

2NaCl(TB.) +

,SO,(конц.)

(t)

-..

I

-..

Na,SO, +

2HClt

Хими;еские

своиства

кислот:

I 1.

Де~ствие

на

индикаторы:

ла.кмус

I

красныи,

метилоранж

-

розовыи.

2.

Взаимодействие

с

основаниями

(ре

I - )

акции

неитрализации

:

H,SO, +

2КОН

-.. K SO, +

2Н О

2

I 2HNO +

С

(ОН)

С

(NO)

+

2Н О

'

а

2 -..

а

, 2 ,

~

3.

Вааимодействие

с

основными

оксидами:

1\

CuO

+ 2HNO,

(О

-..

CU(NO')2

+

HP

I 4.

Взаимодействие

с

металлами:

Zn

+

2НСl

-.. ZnCl, +

H,t

I

2Аl

+

БНСl

-.. 2AlCl, + 3H

2

t

I

С

металлами,

стоящими

в

электрохи

мическом

ряду

напряжений

до

водорода,

I

взаимодействуют

кислоты-неокислители.

I 5

В·

(

.

заимодеиствие

с

солями

реакции

обмена),

при

которых

выделяется

газ

или

I

образуется

осадок:

H,SO, + BaCl, -..

ВаВО)

+2НСl

I

2НСl

К

СО

2КСl

Н

О

+

СО

t

I + ,

,-..

+,

,

'~I

.~

;

'\

\г

- - - -

~

- - - - - - - - - - - - - - - -

--

'1

19.

Электролиз Анионы

хлора

перемещаются

к

положи

тельному

электроду

и,

ОТДllВая

иэбыточ

Электролнз

-

это

совокупность

процес

ные

электроны,

окисляются.

При

этом

сов,

протекающих

в

растворе

или

распла

первичным

процессом

является

собствен

ве

электролита

при

пропускании

через

но

электрохимическая

стадия

-

окисле

него

электрического

тока.

К

таким

про

ние

иопов

хлора:

цессам

относятся;

миграция

ионов

(положи

2Cl-

-..

2Clo

+

2е-,

тельных

- к катоду,

отрицательных

-

к

аноду),

диффузия

ионов,

разряжающихся

а

вторичным

-

связывание

образующих

на

электродах,

электрохимические

peaK~

ся

атомов

хлора

в

молекулы:

ции

разряда

ионов,

вторичные

химичес-

2Сl

-.. Cl,

кие

реа~ции

продуктов

электролиза

меж-

Складывая

уравнения

процессов,

проте

:1

ду

собои,

с

веществом

электролита

и

элек-

кающих

у

электродов,

получим

суммар

I

трода.

ное

уравнение

о:кислительно-восстанови

Электролитические

процессы

применя-

тельной реакции,

происходящей

при

элек

ют

для:

получения

неорганических

вещ:ств

тролизе

расплава

хлорида

магния:

(водорода,

кислорода,

хлора,

щелочеи

и

I

т.

д.);

получения

металлов

(литий,

натрий,

Mg"

+

2Cl"

-..

Mgo

+

ClO,

калий,

бериллий,

магний,

ЦИНК,

алюми-

Эта

реакция

не

может

протекать

само

ний,

медь

и

т.

д.);

очистки

металлов

(медь,

произвольно;

энергия,

необходимая

для

ее

серебро);

получения

металлических

спла-

осуществления,

поступает

от

внешнего

вов;

получения

гальванических

покры- источника

тока.

Электрод,

на

котором

тий;

обработки

поверхностей

металлов

происходит

восстановление,

называется

(азотирование,

борирование,

электропо-

катодом

(заряжен

отрицательно);

эле

кт

лировка,

очистка);

получения

органичес-

роД,

на

котором

происходит

окисление,

ких

веществ;

электродиализа

и

обессоли-

называется

анодом

(заряжен

положитель

вания

воды;

нанесения

пленок

при

ПQМQ-

но).

При

электролизе

химическая

реак

щи

электрофореза.

ция

осуществляется

за

счет

энергии

элек

Электролиз

протекает

только

в

тех

сре-

трического

тока,

подводимой

извне.

Кро

дах,

которые

проводят

электрический

ме

ионов

электролита,

в

водном

растворе

ток.

Способностью

проводить

ток

обла-

имеются

ионы,

являющиеся

продуктами

дают

также

водные

растворы

оснований,

диссоциации

воды:

Н' и

ОН.

В

электро

кислот

и

солей.

литическом

поле

ионы

водорода

переме.

Через

про

водники

первого

рода

(метал-

щаются

к

катоду,

агидроксила

-

к

ано

лы)

электричество

переносится

электро-

ду_

Таким

обраэом,

у

катода

могут

разря.

нами,

а

через

проводники

второго

рода

жаться

как

катионы

электролита,

TIlК

и

(растворы

или

расплавы

электролитов)

-

катионы

водорода.

Аналогично

у

анода

ионами.

В

тех

местах

электрической

цепи,

может

происходить

разряд

как

анионов

где

проводник

первого

рода

граничит

с

электролита,

так и

ионов

гидроксила.

проводником

второго

рода,

электроны

Кроме

того,

молекулы

воды

также

могут

вступают

во

взаимодействие

с

ионами

~

подвергаться

электрохимическому

окис

происходят

электрохимические

процессы.

лению

или

восстановлению.

То,

какие

Если

эти

процессы

протекают

самопроиз-

именно

электрохимические

процессы

бу

вольно,

то

система

называе'l'СЯ

химичес- дут

протекать

у

электродов

при

эле:ктро

ким

источником

энергии.

Если

же

их

про-

лизе,

зависит

от

соотношения

электро

теJ<ание

обусловлено

подводом

электри-

ДНЫХ

потенциалов

соответствующих

элек

ческой энергии

извне,

то

происходит

трохимических

систем.

На

катоде

будут

электролиз.

восстанавливаться

окисленные

формы

В

качестве

примера

рассмотрим

элект-

электрохимических

систем,

имеющих

наи

ролиз

расплава

хлорида

магния.

При

про-

больший

электродный

потенциал,

а

на

хождении

тока

через

расплав

MgCl,

ка-

аноде будут

окисляться

восстановленные

тионы

магния

под

действием

электричес-

формы

систем

с

НllИменьшим

электродным

кого

поля

движутся

к

отрицательному

потенциалом.

Если

злектролит

образован

электроду.

Здесь,

взаимодействуя

с

ПРИ-металлом,

электродный

потенциал

кото

ходящими

по

внешней

цепи

электронами,

рого

значительно

выше,

чем

-0,41

В,

то

они

восстанавливаются:

из

нейтрального

раствора

у

катода

будет

I

Mg

2

-r-+2e-

-t

MgO

выделяться

металл.

Такие

металлы

нахо

L

~-

~

22

23

Г

- - - - - - - - - - - -

I

дятся

В

ряду

напряжений

вблизи

водоро

I

да.

В

случае

электролитов,

металл

кото

рых

имеет

потенциал

значительно

более

низкий,

чем

-0,41

В,

металл

восстанав

I

ливаться

ие

будет,

а

произойдет

выделе

I

ние

водорода.

Если

потенциал

металла

близок к

значению

-0,41

В,

то

в

зависимо

I

сти

от

концентрации

раствора

и

условий

электролиза

возможно

как

ВОССТ8новле~

ние

металла,

так

и

выделение

водорода.

I

- - - - -

~

- - -

-..,1

I

металл

анода

расположен

в

ряду

стандар

тных

потенциалов

правее

обеих

других

электрохимических

систем,

то

будет

на

блюдаться

виодное

растворение

металла.

В

противном

случае

будет

идти

выделе

ние

кислорода

или

разряд

аниона.

Схема

электролиза

раствора

хлорида

меди

(Щ:

CuCl,

Катод

f-

Си

2.

2Cl

--.

Акод

г----~-----T-----------..,

20.

Водород

I

21.

Вода

Водород

-

иаиболее

легкий

из всех

хи

Вода

представляет

собой

оксид

водоро

мических

элементов.

Он

стоит

в

начале

да

и является

самым

распространенным

в

Периодической

системы

и

не

может

быть

природе

химическим

соединением.

При

отнесен к

какой-либо

определенной

ее

родные

воды

всегда

содержат

примеси.

группе,

т.

к.

1-й

период

содержит

только

Одни

из

них

находятся

во

взвешенном

со

два

элемента

-

водород

и

гелий.

Водород

стоянии,

другие

-

в

растворенном.

От

объединяет

признаки

первой

(1)

и

пред

большей

части

взвешенных

частиц

вода

последней

(УЩ

групп.

Но

при

этом

суще

может

быть

освобождена

или

отстаива

ствуют

и

большие

различия

в его

отноше

нием,

или

фильтрованием

сквозъ

толстые

Электрохимическое

выделение

аодорода

Си"

+

2е

--.

Си'

2Сl

--. 2Cl' +

2е

слои

песка.

При

образовании

воды

с

од

нии

к

щелочным

металлам

и

галогенам.

из

кислых

растворов

происходит

вслед

ним

объемом

кислорода

соединяются

два

Водород

~

это

галоген,

который

вслед

2С!

--. Cl,

ствие

разряда

ионов

водорода.

В

нейт

объема

водорода:

ствие

своего

особого

положения

в

каче

ральных

или

щелочных

средах

ОНО

НВЛЯ·

Схема

злектролиза

раствора

К,80,

с

инер

стве

первого

члена

Периодической

систе

2Н

2

+

02

--.

2Н,0

етея

результатом

электрохимического

ВОС·

тным

виодом:

мы

проявляет

в

химическом

отношении

становления

воды:

Оба

атома

водорода

в

молекуле

воды

2К

2

80,

внешнее

сходство

со

щелочными

металла

I

2Н,О

+

2е-

--.

Н

2

+

20Н-

Катод

f-

4К'

280.'-

--.

Анод

Различают

электролиз

с

инертным

вио

4К'

280/-

дом

и

электролиз

с

активным

анодом.

4Н,о

+

4е

--.

2Н,О

--.

Инертным

называется

виод,

материал

ко

--.

40Н-

+

4НО

--.

4Н+

+ 200 +

4е

торого

не претерпевает

окисления

в

ходе

КОН;

4Н"

--.

2Н,

200 --.

О,;

H,SO.

злектролиза.

Активным

называется

анод,

материал

которого

окисляется

в

ходе

элек

Схема

электролиза

раствора

N180.

с

ак

тролиза.

тивным

(никелевым)

виодом:

На

инертном

аноде

при

злектролизе

вод

NiSO.

ных

растворов

щелочей,

кислородсодер

Катод

f-

Ni'+

80.'-

--.

Анод

жащих

кислот

и их

солей,

а

также

фто·

SO

2-

ристоводородной

кислоты

И

фтор

ида

в

•

Ni'+ +

2е-

--.

Nio

Ni

o

--.

Ni'·

+

2е

воды

с

выделением

кислорода.

В

зависи

происходит

электрохимическое

окисление

Эффективность

электролиза

оценивают

мости

от

рН

раствора

этот

процесс

проте

рядом

факторов, к

которым

относятся:

кает

по-разному

и

может

быть

записан

сила

тока,

напряжение,

плотность

тока,

различными

уравнениями.

В

щелочной

КПД

источника

тока,

выход

по

току,

среде:

выход

по

веществу,

КПД

злектроэнергии

40Н-

--.

О,

+

2Н

2

О

+

4е-,

(выход

по

энергии),

расход

электроэнер

гии

на

единицу

полученного

продукта.

а в

кислой

или

нейтральной:

2Н

2

О

--.

О,

+

4Н+

+

4е

Кислородсодержащие

виионы

не

способ

ны

окисляться.

При

электролизе

водных

I

растворов

бескислородных

кислот

и

их

солей

(кроме

HF

и

фторидов)

у анода

раз

I

ряжаются

анионы:

I

2Cl-

--.

Cl".,

+

2е

2Н,о

--.

002

+

4Н+

+

4е-

I

В

случае

активного

анода количество

I

конкурирующих

окислительных

процес

сов

возрастает

до

трех:

1)

электрохими

I

ческое

окисление

воды

с

выделением

кис

I

лорода,

2)

разряд

аниона

(т.

е.

его

окисле

ние)

и

3)

электрохимическое

окисление

I

металла

анода

('гак

называемое

анодное

I

растворение

металла).

Из

этих

возмож

ных

процессов

будет

идти

тот,

который

I

энергетически

наиболее

выгоден.

Если

I

L_~

~

расположены

по

одну

сторону

от

атома

ми.

кислорода.

Вследствие

этого

и

вследствие

Как

и

галогены,

он является

неметал

высокой

полярности

связи

Н-О

молекула

лом:

образует

двухатомные

молекулы,

в

воды

характеризуется

высокой

полярно

которых

атомы

водорода

связаны

простой

стью.

Жидкая

вода

бесцветна,

имеет

наи

связью.

Так

же

как

и

галогены,

водород

большую

плотность

при

4

-С.

Чистая

вода

может

выступать

в

качестве

электрополо~

почти

не

проводит

электрический

ТОК.

жительнога

иона.

Так

же

как

и

водород,

Она

характеризуется

наибольшей

из всех

галогены

в

соединениях,

где

они

отрица

жидких

и

твердых

веществ

удельной

теп

тельно

заряжены,

исключительно

однова

лоемкостью.

лентны.

Соединения

водорода

с

метвлла

Молекула

полярна;

угол

саязи

-104,5";

ми

по

строению

и

характеру

связи

анало

связь

О-Н

ковалентная

полярная.

Вода

гичны

галогенидам

.

является

дипольным

растворителем

(ра

В

случае

отщеплен

ия

электрона

от

ато

створяет

многие

газы,

жидкие

и

твердые

ма

водорода

остается

очень

маленькое

вещества).

Между

молекулами

воды

об

ядро

атома

-

протои.

Это

отличает

водо

разуются

водородные

связи,

которые

оп

род

от

всех

остальных

элементов

Перио

ределяют

уникальные

свойства

воды:

дической

системы.

Щелочные

металлы,

~

1.

Лед

плавает

на

поверхности

водоема,

как

и

водород,

могут

быть

только

одно-

Iia

~льда)

=

0,92

г/см',

максимальная

р(во

валентными,

но, в

отличие

от

него,

нс-

I

ды)

при

4

'с

равна

1г/см'.

ключительно

электроположительными,

2.

При

замерзании

воды

происходит

рас

при

этом

водород

не

является

металлом и

ширение

объема.

обладает

способностью

заряжаться

отри

3.

Самая

большая

удельная

теплоем

цательно.

Водород

является

одним

из

наи

кость

(в

3100

раз

больше,

чем

у

воздуха;

в

более

распространенных

химических

эле

4

раза

больше,

чем

у

горных

пород).

ментов.

Основное

количество

водорода

содержится

в

воде

и

соединенинх

с

угле-

I

Химические

свойства

родом.

Свободный

водород

состоит

ИЗ

мо-

I

1.

Кислотно-основные

свойства

лекул

Н,.

Водород

COCTO~T

из

смеси

изо-

I 1.

Вода

-=-

слабый

электролит:

топов

'Н

(протин),

'D

(деитерин)

и

"Т (три-

Н

2

О

Р

Н

t

ОН

тия).

I 2.

Вода

-

амфотерное

соединение.

Она

Получение.

В

природе

водород

образу-

I

реагирует

как

с

основными

оксидами

(ок

ется

при

разложении

органических

ве-

сидами

щелочных

и

щелочноземельных

ме

ществ

бактериями.

В

промышленности

его

I

таллов),

так и

с

кислотными

оксидами

получают

при

коксовании

угля

или

из

I

(кроме

8102):

воды.

В

качестве

побочного

продукта

во-

Li

О

+

Н

О

--.

2LIOH

2 2

дород

получается

в

процессе

электролиза

I

MgO

+

Н,О

--.

Mg(OH)2

водных

растворов

хлоридов

щелочных I

80.

+

Н,О

--.

H,so.

металлов

и при

термическом

разложении

3.

Гидролиз

некоторых

солей

приводит

углеводородов:

I

к

ИХ

полному

разложению:

I

СН,

--.

С

+

2H,I.

Аl

S +

6Н О

--.

2Al(OH)

J.

+

3Н

S

L

~_~_~

__

~_~-~

25

3

ШllаРl'алки

ПО

ХИYlИИ

24

I

г-----------T-----~----,

Al,(СОз)з

+

6Н,о

-->

I

снрн

t

Н,О

-->

СО,

+

3Н"

I I

-->

2Al(OHJ,I- +

зн,о

+

3СО,

или

в

резул-ьтате

каталитического

тер

J:

4.

Вода

разлагает

гидриды,

фосфиды,

I

мического

разложекия

аммиака

I

11

карбиды,

нитриды

и

кекоторые

другие

I

2NН,

(950

Ч

(

р,

Fe

с

добавкамк

) N +3 . I

бинарные

соединения

активных

металлов

2

~

I

снеметаллами:

I

В

лабораториях:

СаН,

+

2Н,о

-->

Са(ОН),

+

2Н,'

Zn

+

2НСl

-->

ZnCl, +

н,,

Са"Р,

+

6Н,о

-->

3Са(0Н),

+

2РН

з

'

I

2Аl

+ 2NaOH +

6Нр

-->

СаС,

+

2Н,О

-->

Са(ОН),

+

С,Н,'

I

-->

2Nа[Al(0Н),J

+

3Н,'

Ca,N, +

6Н,О

-->

3Са(0Н)2

+

2NН

з

'

I 2Na +

2Н,О

-->

2NaOH +

н,"

5.

Молекулы

воды

с

некоторыми

соля-

Другие

способы

получения:

ми

дают

кристаллогидраты:

I

СаН,

+

2Н,О

-->

Са(ОН),

+

2Н,'.

Cu80

(белый)

+

5Н О

-->

I

4Н,О

+ 3Fe

-->

FезО,

+

4Н,"

, , -

-->

Cu80,'

5Н,О(синий)

Н,О

+

С

-->

СО

+

Н

2

·

СО

+

НР."

-->

СО,

+

Н,

«конверсия

СО.).

П.

Он;ислитеЛЬ1iо-восстановительные

Водород

также

получают

при

электро

свойства

литическом

разложении

воды

или

охлаж~

1.

При

реакции

воды

с

активными

ме

дении

коксового

газа.

таллами

образуются

щелочь

и

водород,

а

Физичесн;ие

своиства.

Водород

-

бес

с

металлами

средней

активности

-

оксид

цветный

газ,

не

имеющий

запаха.

Плохо

и

водород:

растворяется

в

воде.

2Na +

2Нр

-->

2NaOH +

Н

l'

Химичесн;ие

свойства.

В

соединениях

во

Са

+

2Н,О

-->

Са(ОН),

+

н,

t

дород

одновалентен,

характерные

степени

*

2.

При

реакции

с

галогенами

образуют-

окисления:

-1,

О,

+1.

Реакция

образова

ся

различные

соединения:

ния воды

из

водорода

и

кислорода

силь

4F, +

знр

-->

OF,+ 6HF +

О,

но

экзотермична:

Cl, +

Н,О

-->

НСЮ

+

НСl

2Н,

+

О,

-->

2Нр

+ Q

Вода,

в

состав

которой

входит

дейте

Водород

способен

отнимать

кислород

у

рий,

называется

тяжелой

водой

(DP).

ОКСИДОВ

многих

элементов:

в

частности,

у

Пероксид

водорода

меди,

свинца,

ртути:

Пероксид

(перекись)

водорода

(н,О,)

от

CuO

+

Н,

-->

Н,О

+

Сп

+

Q.

крыл

в

1818

г.

Л.-Ж.

Тенар.

Физичесн;ие

свойства.

Пероксид

водо

При

нагревании

с

металлом

водород

об

рода

-

это

бесцветная

ЖИДКОСТЬ,

которую

разует

гидриды:

можно

перегонять

без

разложения

при

по

2Li + Н

2

-->

2LiН,

пиженном

давлении.

которые

легко

разлагаются

водой

Химические

свойства

1.

Разложение:

LiН

+

Н,О

-->

LiOH

+

Н,

2Н,О,

-->

2Н,О

+

О,

Пр

именение.

В

химической

промышлен,

2.

Окислительные

и

восстановительные

ности

водород

служит

сырьем

для

получе

свойства:

ния

аммиа«а

и

др.,

в

пищевой

-

для

вы

2К1-1

+

нр-;

+ H,so,

-->

r,

+

2Нр-'

+

K,so,

работки

из

растительных

масел

твердых

ОКИСЛИТЕ!ЛЬ

жиров

и

т.

д.

Высокая

температура

(до

2КМп"0,

+

5Н,О

; +

3Н,80,

-->

2600

'С),

получающаяся

при

горении

во

восет

8Jiовите.'I

ь

дорода

в

кислороде,

используется

для

плав

-->

2Мп"80,

t 500, +

К,80

4

+

8н,0

ления

тугоплавких

металлов,

кварца

и

т.

п.

Жидкий

водород

является

одним

из

Получение

наиболее

эффективных

реактивных

топ

Перекись

водорода

можно

получить,

ЛИВ.

используя

гидролиз:

&0,

+ 2Нр

р

Н,О,

t

Ва(ОН),

При.кененuе

Перекись

водорода

применяют

для

от·

беливания

шелка,

шерсти,

пера,

мехов,

воска,

для

реставрации

картин,

в

меди-

I

Lцин~д~нфици~юш~редство._~

~

г----~-----T-----------,

22.

Элементы

VH

группы

I Cl, +

Са(ОН),

-->

CaOCI,

+

Н,О

Периодической

системы

(хлорная

изяесть)

Одна

часть

этой

группы

состоит

из

га.

I

Хлор

вытесняет

бром

и

йод

из

галогено

логенОв:

F, Cl,

Вг,

1,

At.

Другую

часть

I

водородных

кислот

и

их

солей:

группы

составляют

элементы

подгруппы

I Cl, +

2КI

-->

2КСl

+

1,

марганца:

Мп,

Тс,

Re.

Атомы

галогенов

Cl, +

2НВг

-->

2НСl

+

Вг,

имеют

7

эле,:троно~

во

внешнем

слое.

Так

I

Хлористый

водород

-

это

бесцвет

как

ДО

устоичивои

конфигурации

внеш-

I

вый

газ

с

резким

запахом,

ЯДОВИТЫЙ,

тя

него

СЛОЯ

не

хватает

лишь

одного

элект-

желее

воздуха,

хорошо

растворимый

в

рона,

наиболее

ТИПИЧНЫМИ

для

галогенов

I

воде.

являются

соединения,

в

которых

эти

эле-

Получение

менты

играют

р~ль

одновалентных

метал-

I •

Гидросульфатный

способ

(лаборатор

лоидов.

С

другои

стороны,

их

максималь-

I

ный):

ную

положите~ьную

валентность

можно:J

NaCl(TB.)

+

Н

80

(конц.)

-->

NaНSO

+

НС]

ожидать

равнаи

семи.

JIO

2 4 4

Общая

характеристика

галогенов

l'

~Синтетический

способ

(промышлен

•

Общая

электронная

конфигурация

ныи):

внешнего

энергетического

уровня

_

nв'nр'.

I

Н,

+ Cl,

-->

2НСl

~

•

С

возрастанием

порядкового

номера

I

ХимuчеСlCие

своиства.

Хлористыи

водо

элементов

увеличиваются

радиусы

ато-

род

вступает

в

реакции:

мов,

уменьшается

электроотрицатель-

I -

с

металлами,

стояшими

в

ряду

на

ность,

ослабевают

неметаллические

СВОЙ-

пряжений

до

водорода:

ства;

окислительная

способность

умень-

I

Zп

+

2НСl

-->

ZnCl, +

Н,,

шается

с

увеличением

атомной

массы.

I -

с

оксидами

металлов:

•

Молекулы

галогенов

состоят из

двух

I

MgO

+

2НСI

-->

MgCl, +

HP

атомов.

_

с

основаниями

и

аммиаком;

•

С

увеличением

атомной

массы

окрас-

I

НСI

+

кон

-->

КСl

+

Н

О

ка

галогенов

становится

более

темной,

воз·

НС!

+ NH

-->

NH

Сl

'

------------

I

"

-

с

солями:

23,

Хлор

СаСО,

+

2НСl

-->

CaCl

l

+

н,О

+

СО,,

НСl

+ AgNO,

-->

ЛgСl

+

НNО

з

Хлор

-

газ

желто-зеленого

цвета.

Образование

белого

осадка

хлорида

се

Хлор

получают

в

лабораториях:

ребра,

нерастворимого

в

минеральных

кислотах,

используется

K8JC

качественная

МпО,

+

4НСl

-->

MnCl, +

C1

2

,

+

2Н,О

реакция

для

обнаружения

анионов

Cl-

в

К,ст,о,

+

14НСl

-->

2CгCl,

+

2КСl

+

3Cl,'

+

7Н

2

О

растворе.

При

растворении

хлористого

водорода

Промышленный

способ

иолучения

хло

в

воде

образуется

соляная кислота

-

силь

ра

-

электролиз

раствора

NaCl:

ная

кислота,

которая

полностью

диссо

2NaCl

+

2Н,О

-->

Н,

+ Cl, + 2NaOH

циирует:

Химичесн;uе

свойства.

Хлор

-

сильный

НСl

рН'

+ Cl-

окислитель.

Он

вступает

в

реакции:

Хлориды

металлов

-

соли

соляной

кис

-

с

металлами:

лоты

-

получают

взаимодействием

ме

2Na +

Cl

2

-->

2NaCl

таллов

с

хлором или

реакциями

соляной

Ni + Cl,

....

NiCl,

кислоты

с

металлами,

их

оксидами

и

гид·

-

снеметаллами:

роксидами:

Н

2

+ Cl,

(свет)

-->

2НСl

2Fe + 3Cl,

-->

2FeCl,

Mg

t

2НС!

-->

MgCl, +

Н,,

-

с

водой:

СаО

+

2НСl

-->

CaCl, +

н,о

Cl, +

н,О

р

НС]

+ НСЮ

Ва(ОН),

+

2НС!

-->

BaCl

2

+

2Н,О

-

со

щелочами:

Большинство

ХЛОРИДОВ

раствоРИМЫ

в

CI, +

2КОН

(5

ОС)

-->

КСl

+

КСЮ

+

Н,О

воде

(за

исключением

хлоридов

серебра,

3Cl, +

6КОН

(40

ОС)

-->

свинца

и

одновалентноЙ

ртути).

-->

5КС!

+

КСЮ

з

+

3Н,О

--~-~

L

-----

27

26

------------

г-----------T-----~----I

Кuс//'ородсодержащuс

кис//,оты

х//,ора

Хлорноватистая

кислота

HCI"O

(H-O-CI)

Физические

свойства.

Существует

толь

ко

в

виде

разбавленных

водных

раство

ров.

Получение.

Cl, +.

Н,О

~

НСl

+

НСЮ

ХиJltичес"ие

свои:тва.

НСЮ

-

слабая

киСлота

и

СИЛЬНЫИ

окислитель.

u

Она

ра~лагается,

выделяя

атомарныи

кислород.

НСЮ

на

свет

~

НСl

+

О

(

у)

Вступая

в

реакцию

со

щелочами,

дает

соли

гипохлориты:

НСЮ

+

КОН

~

КСIO

+

Н,О

Окисляет

йодоводород:

2НI

+

НСЮ

~

1

J.

+

НСl

+

Н

О

'

"

2

_ _ _

Хлористая

кисл.ота

НСI

О,

(Н

О

CI-O)

Физuчес"ие

своuства.

Существует

толь

ко

в

водных

астворах.

р

•

Получение.

Образуется

при

взаимодеи

ствии

пероксида

водорода

с

оксидом

хло

ра

•(IV),

который

полу;ают

из

бертолето

вои соли

и

щавелевои

кислоты

в

среде

серной

кислоты:

2КСЮ"

+

Н,СР,

+

Н,SO,

~

~Ч~+Щ+~+~

2СЮ,

+

НР,

~

2НСЮ,

+

О,

ХиJltичес"ие

свойства.

НСЮ,

-

слабая

кислота

и

сильный

окислитель.

Вступая

в

реа~цию

со

щелочами,

дает

соли

-

хлориты.

НСЮ,

+

КОН

~

КСЮ,

+

Н,О

Неустойчива,

при

хранении

разлагает

ся:

4НСЮ,

~

НСl

+

НСЮ,

+

2СЮ,

+

Н,О

Хлориоватая

кислота

HCI"O,.

Физические

свойства.

"У"стойчива

ТОЛЬ~

ко

в

водных

растворах.

Получение

Ва

(СЮ),

+

Н,80,

~

2НСЮ,

+

ВаБО)

ХuJltичес"ие

свойства.

НСЮ,

-

сильная

кислота

и

сильный

окислитель;

соли

хлор

новатой

Кислоты

-

хлораты:

НСЮ,

+

КОН

~

КСЮ,

+

HP

6Р

+

5НСЮ,

~

3Р

,О,

+

БНСl

Бертолетова

соль

КСlO

з

.

Ее

получают,

пропуская

хлор

через

подогретый

(40

'С)

раствор

КОН:

3Cl, +

6КОН

~

5КС!

+

КСЮ,

+

3Н,О

Бертолетову

соль

используют

в

качестве

окислителя;

при

нагревании

она

разлага

ется:

L_~

I

-

~

,

I

иJltuчес"ие

своисmва.

одныи

раствор

I

фтористого

водорода

-

слабая

кислота

(плавиковая).

Соли

плавиковой

кисло-

I

ты

-

фториды.

Плавиковая

кислота

ра-

I

растают

температуры

плавления

и

кипе·

I

ния,

а

также

ПЛОТНОСТЬ.

I

•

Сила

галогеноводородных КИСлот

воз

растает

с

увеличением

атомной

массы.

I

•

Галогены

могут

образовывать

соеди-

I

нения

друг

с

другом

(например

BrCl).

Фтор

I

Фтор

_

газ

светло-желтого

цвета.

Фтор

I

получают,

исполь.зуя

электролиз

распла

ва

гидрофторида

калия

KHF,: I

2F- _

2ё

~

F

о

I

' .

ХиJltические

своиства.

Фтор

-

самый

сильный

окислитель

из

всех

веществ:

I

Н,

+

F,

~

2HF

(со

взрывом)

I

Cl, +

F,

~

2C1F

Фтористый

водород.

Это

-

бесцветВЪ!й

1

газ.

Хорошо

растворяется

в

воде.

I

Получение

Са!"

+

Н

80

(кон

.)

~

СаВО

+

2HF

I

х'

" .

ц

В'

•

I

створяет

стекло:

8iO +

4HF

~

8iF

+

2Н О

,

'2

1

8i(

+ 2HF

~

H,[SiF,J

I

(гексафторкремниевая

,-

4КСЮ"

(О

~

КСl

+

3КСЮ,

2КСЮ,

(МпО"

t')

'7

2КСl

+

ЗО,

Хлорная

кислота

HCI"O,

I

кислота)

I

1

I

Физичес"ие

свойства.

Бесцветная

жид

кость,

tK~.

~

25

'С,

tп.,.~

-101

'с.

Получение

КСЮ,

+

Н,80,

~

КНВО,

+

НСЮ,

ХиJltичес"ие

свойства.

НСЮ,

-

сильная

кислота

и

СИЛЬНЫЙ

окислитель.

Вступая

в

реакцию

со

Iцелочами,

дает

соли

--

перхлораты:

НСЮ,

+

КОН

~

КСЮ,

+

Н,О

При

нагревании

хлорная

кислота

и

ее

соли

разлагаются:

4НСЮ,

(О

~

4СЮ,

+

ЗО,

+

2Н,О

КСЮ,

(О

~

КСl

+

2О,

I

~

г----~-----T-----------I

24.

Элементы

VI

группы

Периодической

системы

Шестая

группа

Периодической

системы

состоит

ИЗ

двух

подгрупп:

главной

(~ис

лород,

сера,

селен,

теллур

и

полонии)

и

побочной

(хром,

молибдея

и

вольфрам).

В

главной

подгруппе

выделяют

подгруппу

селена

(селен,

теллур

и

полоний),

побоч

ную

подгруппу

называю~

подгруппой

хро

ма.

Все

элементы

главнои

подгруппы,

кро

I

ме

кислорода,

могут

присоединять

по

два

I

электрона,

образуя

злектроотрицательные

ионы.

Элементы

главной

подгруппы

име

ют

на

внешнем

электронном

уровне

шесть

злектронов

(nв'nр').

Атомы

кислорода

име

ют

два

неспаренных

электрона и

не

имеют

d-подуровня.

Поэтому

кислород

проявля

ет

степень

окисления

-2

и

только

в со·

единениях

со

фтором

+2.

Сера,

селен,

тел

лур

и

полоний

тоже

имеют

на

внешнем

уровне

шесть

электронов,

но

у

всех

у

них

есть

незаполненный

d-подуровень,

поэто

му

они

могут

иметь

до

шести

неспаренных

злектронов

и

в

соединениях

проявлять

степень

окисления

- 2, +4

и

+6.

Законо

мерность

изменения

активности

этих

эле

ментов

такая

же,

как

и

в

подгруппе

гало

генов:

легче

всего

окисляются

теллуриды,

25.

Элементы

111

группы

Периодической

снстемы

к

ПI

группе

относятся

бор,

алюминий,

галлий,

индий,

таллий

(главная

подгруп

па),

а

также

скандий,

иттрий,

лантан

и

лантаноиДы,

актиний

и

актиноиды

(по

бочная

подгруппа).

На

внешнем

электрон

ном

уровне

элементов

главной

подгруппы

находятся

три

злектрона

(nв'nр').

Они

лег

ко отдают

эти

электроны

или

образуют

три

неспаренных

электрона

за

счет

пере

хода

одного

электрона

на

р-подуровеяь.

Для

бора

и

алюминия

характерны

соеди

нения

только

со

степенью

окисления

+3.

у

элементов

подгруппы

галлия

(галлнй,

индий,

таллий)

на

внешнем

электронном

уровне

также

находятся

три

электрона,

образующих

конфигурацию

nв'nр',

яо

они

расположены

после

18-электронного

слоя.

Поэтому

в

отличие

от

алюминия

галлий

обладает

неметаллическими

свойствами.

Эти

свойства

в

ряду

Ga,

In,

Тl

ослабева

ют,

а

металлические

свойства

усилива·

ю~ся.

Все

элементы

III

группы

обладают

I

очень

сильным

сродством

к

кислороду,

и

L

I

образование

их

оксидов

сопровождается

вы·

I

делением

большого

количества

теплоты.

I

Элементы

IП

группы

находят

самое

раз

нообразное

применение.

Соединения

бора

I

с

металлами

(бориды)

обладают

высокой

I

твердостью

и

термостойкостью.

Поэтому

их

используют

для получения

сверхтвер-

I

дых

и

жаропрочных

специальных

спла-

I

вов.

Соединения

галлия

с

элементаМIl

УI

груп-

I

,

пы

(серой,

селеном,

теллуром)

являются

I

полупроводниками.

Жидким

галлием

на.

I

полняют

высокотемпературные

термомет.

I

ры.

Добавка

индия

к

сплавам

меди

уве.

J

{Io

I

личивает

устойчивость

последних

к

дей

ствию

морской

воды.

Алюминий

Нахождение

в

природе

Алюминий

является

самым

распростра

ненным

в

природе

металлом.

Важнейшие

природные

соединения

алюминия

- алю

мосиликаты,

бокситы,

корунд.

Алюмоси

ликаты

составляют

основную

массу

зем,

ной

коры.

Продукт

их

выветривания

-

глина

и

полевые

шпаты

(ОРТОКЛ8З,

аль·

бит,

анортит).

Основу

глин

составляет

каолин

Al,O,. 28iO, .

2НР.

Алюминий

-

серебристо-белый

легкий

металл,

очень

пластичный,

легко

вытяги

вается

в

про

волоку

и

раскатывается

в

лис

ты.

Алюминий

обладает

очень

большой

тепло·

и

злектропроводностью.

Химические

свойства

Алюминий

-

ак~ивный

металл.

На

воз

духе

алюминий

устойчив,

так

:квн

его

поверхность

пакрывается

очень

плотной

пленкой

оксида,

предохраняющей

металл

от

контакта

с

воздухом.

Если

с

алюмини

евой

проволоки

снять

защитную

оксид·

ную

пленку,

то

алюминий

начнет

энергич

но

взаимодействовать

с

кислородом

и

водяными

парами

воздуха:

4А!

+

З0,

+

6Н,О

~

4Al(0Н),

+ Q

2Аl

+

6Н,О

~

2Аl(0Н)з

+

3Н,

l'

Алюминий

растворяется

в

разбавленных

серной

и

соляной

кислотах:

2Аl

+

3Н,80,

~

Al,(80.),

+3Н,1'

2Аl

+

6НСl

~

2AlCl, +

3Н,

l'

Разбавленная

азотная

кислота

на

холо·

де

пассивирует

алюминий,

но

при

нагре

вании

алюминий

растворяется

в

ней:

8Al +

30НNО

з

~

8Al(NО,)з

+

3Np

+

15Н,о

Концентрированная

азотная

кислота

пассивирует

алюминий.

~-~

28

29

г-----------T-----~----I

I

Так

как

оксид и

гидроксид

алюминия

обладают

амфотерными

свойствами,

алю

мин

ий

легко

растворяется

в

водных

ра

створах

всех

щелочей,

кроме

гидроксида

аммония:

2Al

+

6КОН

+

6Н,0

-;

2K,[AJ(OИj,1

+

3Н,!

С

немет8..,."'!.

АлЮМИНИЙ

ВЗ8имодействует

лами:

2Аl

+

3Вг,

-;

2AlВг,

4Аl

+

З0,

-;

2Al,O,

2Аl

+

38

-;

Al,8,

4Аl

+

3С

-;

Al,C,

Сульфид

алюминия

в

водных

растворах

подвергается

полному

гидролизу:

Al

2

8,

+

6Н

2

О

-;

2Al(OИj,

+

3Н

2

8

Алюмотермия

используется

для

сварки

или

для

получения

металлов:

8А!

+ 3Fe,04

-;

9Fe + 4Al

2

0,

+Q

IIолучеuuе

Нагревание

солей

алюминия

с

натрием:

AJC1,

+ 3Na

-;

3NaCl +

А!

В

настоящее

время

алюминий

получают

электролизом

его

расплавленных

солей

в

электролитических

ваннах.

В

качестве

элек

тролита

служит

расплав,

содержащий

85

'!с,

криолита

Na,AJF

6

и

15 %

глинозема

Al,O,.

В

расплаве:

AlAlO,

р

Al'+ +

АIO,'

Na,AlF

р

3Na+

+

АIF

6

З

6

При

пропускании

электрического

тока

катионы

алюминия

и

натрия

движутся

к

катоду:

алюминий

восстанавливается

в

нервую

очередь

и

в

расплавленном

состоя

нии

собирается

на

дне

ванны.

На

аноде:

4АlO

з

З

-

12е

-;

2Аl,Оз

+

З0,

Расход глинозема

все

время

восполняет

ся.

Оксид

алюминин

Аl

2

О

з

Это

-

белое

вещество

с

температурой

плавления

2050

'С.

В

природе

оксид

алю

миния

встречается

в

виде

корунда

и

гли

нозема.

Оксид

алюминия

обладает

амфотерны

ми

свойствами,

но

не

растворяется

в

воде,

кислотах

и

щелочах.

ОКСИД

алюминия

I

переводят

в

растворимое

состояние

сплав

лением:

I

Al,O, +

2]\ОН

(t')

-;

2КАlO

2

+

Н,О

AJ,оз

+ 3]\28207

(П

-;

3K

2

SO, + Al,(S04)'

I

Аl,оз

+

К

2

СО,

(П

-;

2КАlO

2

+

СО,

I

L_~

I

затем

селениды

и

сульфиды.

Из

кислород

ных

соединений

серы

наиболее

устойчи

I

вы

соединения

серы

(VI),

а

для

теллура

-

I

соединения

теллура

(IV).

Соединения

се

лена

занимают

промежуточное

положение.

I

Соединения

ce~eHa

и

теллура

применяют

I

ся

в

стеКОЛЬНQЯ

промышленности

для

по

лучения

цветных

стекол.

В

элементах

под

I

группы

хрома

идет

заполнение

d-подуров

НЯ,

поэтому

на

s-подуровне

их

атомов

I

один

(у

хрома)

или

два

(у

вольфрама)

элек

I

трона.

Все

они

проявляют

максимальную

степень

окисления

t6,

но

ДЛЯ

молибдена,

I

и

особенно

для

хрома,

характерны

соеди

~

нения,

в

которых

ОНИ

имеют

более

НИЗ

't\

кую

степень

окисления

(+4

для

молибдена

I

и

+3

или

+2

для

хрома).

Молибден

ис

пользуется

в

производстве

сталей

выео

I

кой

нрочности.

Вольфрам

применяется

для

I

получения

специальных

сталей.

Чистый

вольфрам

обладает

наивысщей

среди

ме

I

таллов

температурой

плавления

(3370

'С),

I

поэтому

применяется

для

изготовления

ни

тей

в

лампах

накаливания.

Карбид

воль

I

фрама

отличается

очень

большой

твердо

I

стъю

И

термостойкостью

и

является

ос

новной

составной

частью

тугоплавких

I

сплавов.

1-

--1

Природный

корунд

-

очень

твердое

ве

щество.

Он

применяется

для

изготовления

наждачных

кругов

и

шлифовальных

по

рошков.

Гидроксид

алюминня

Al(OИj,

Это

-

белое

вещество;

при

нагревании

теряет

воду,

нревращаясь

в

оксид

алюми

ния.

Гидроксид

алюминия

обладает

амфотер

ными

свойствами:

2А1(0Н),

+

3Н,80,

-;

Аl,(SО,)з

+

6Н,о

Al(OИj,

+

3КОН

-;

К

з

[Al(ОНЦ

Гидроксид

алюминия

является

слабым

основанием

и

слабой

кислотой,

поэтому

соли

алюминия

находятся

в

растворе

толь

КО

в

присутствии

избытка

кислоты,

а

алюминаты

- только

в

присутствии

из

бытка

щелочи.

При

разбавлении

раство

ров

водой

эти

соединения

подвергаются

гидролизу.

Гидроксид

алюминия

облада

ет

свойствами

поглощать

различные

ве

щества,

поэтому

его

примен.яют

для

очис

ТКИ

ВОДЫ.

~

г----~-----------------I

26.

Кислород

1

I

Нахождение

в

природе.

Кислород

явля

ется

наиболее

распространенным

элемен

I

том

в

природе.

Его

массовая

доля

в

зем

ной

коре

составляет

47

%.

В

свободном

состоянии

он

содержится

в

атмосфере

(мас

I

совая

доля

- 23

%),

входит

в

состав

воды

(88,9

%),

всех

оксндов,

из

которых

состо

ит

земная

кора,

кислородсодержащих

со

лей, а

также

многих

органичес:ких

ве

ществ.

При

обычных

условиях

кислород

-

газ

без

цвета и

запаха,

слабораствори

мый

в

воде

и

других

растворителях.

При

атмосферном

давлении

кислород

сжижа

ется

при

-183

'С,

а

затвердевает

при

-219

'С.

Химические

свойства.

Кислород

отно

сится

к

активным

неметаллам.

во

всех

соединениях,

кроме

соединеннй

со

фтором

и

пеРОI<:СИДОВ,

он

имеет

степень

окисле

ния

-2.

(В

соединениях

со

фтором

кисло

род

проявлнет

степень

окисления

+2,

а в

пероксидных

соединениях

степень

его

окисления

равна

-1.)

Кислород

взаимодействует

со

всеми

ме

таллами,

за

исключением

золота

и

почти

всех

платиновых

металлов

(кроме

осмия),

образуя

основные

оксиды:

2Mg +02

~

2MgO

4Аl

+ 302

~

2Аl,Оз

Ряд

металлов,

наряду

с

осноаными

ок

сидами,

образует

кислотные

(СrО

з

,

Мп,07

и

др.)

и

амфотерные

(ZпО,

Сг,О"

Al,o,

и

др.)

оксиды.

Кислород

взаимодействует

со

всеми

не

металлами

за

исключением

галогенов,

об

разуя

кислотные

или

несолеобразующие

оксиды:

8 + 02 = 802

4Р

+ 502 =

2Р,о,

N

2

+ 02

~

2NO

В

кислороде и

на

воздухе

окисляются

неорганические и органические

вещества.

С

кислородом

реагируют

все

соединения

металлов

с

неметаллами,

за

исключением

хлоридов

и

бромидов:

СаН,

+ 02

~

СаО

+

HP

2Zn8 + 302 = 2ZnO + 2802

Mg,P

2

+

40,

~

Mg,(PO,),

Ca

2

8i

+

20,

=

Са,8iO,

4КI

+

02

+

2Н

2

О ~

4КОН

+ I

2

Из

органических

соединений

С

кислоро

ДОМ

взаимодействуют

почти

все,

кроме

полностью

фторированных

уrлеводородов

L

(фреонов).

а

также

хлор-

и

бромпроизвод

ных

С

большим

содержанием

хлора

или

брома

(хлороформ,

тетрахлорид

углерода,

полихлорэтаны

и

аналогичные

бромпро

изводные):

С,Н,

+ 502

~

3СО,

+

4Н,О

2С

2

Н,ОН

+ 02

~

2СН,СНО

+

2Н

2

О

2СН,СНО

+ 02

~

2СН,СООН

C + 602 =

6СО,

+

6Н,о

6

H

12

0

6

2С

6

Н

6

+ 1502

~

12С0

2

+

6Н,о

В

атомарном

Состоянии

кислород

более

активен,

чем

в

молекулярном.

Это

свой

ство

используют

для

отбеливания

различ

Hыx

материалов

(легче

разрушаются

окра

шивающие

органические

вещества).

В

моле

кулярном

состоянии

кислород

может

су

ществовать

в

виде

кислорода

02

и

озона

0

З

,

Получение.

В

лабораторных

условнях

кислород

можно

получить:

-

разложением

перманганата

калия при

нагревании:

2КМпО,

=

К

2

МпО,

+

Мп0

2

+

02

-

разложением

бертолетовой

соли

в

присутствни

дноксида марганца

как

ка

талнзатора:

2КСlO

з

-

2КСl

+ 302

-

разложением

нитратов

щелочных

или

щелочноземельных

металлов:

2КNО

з

~

2KN0

2

+ 02

--

разло>Кением

оксида

ртути:

2HgO =

2Hg

+02

В

промышленности

кислород

получают

либо

электролизом

воды,

либо

разделени

ем

(ректификацией)

жидкого

воздуха.

В

последнем

случае воздух

сильно

сжимают

(10-20

МПа),

а

затем

резко

поннжают

давление.

Жидкий

воздух

состоит

из

азо

та

(около

80

%)

и

кислорода

(около

20%).

Примеси

составляют

около

1

%.

Посколь

ку

азот

кипит

при

-195,8

'С,

а

температу

ра

кипения

кислорода

равна

-183

'С,

из

жидкого

воздуха

вначале

аТГDняется

азот,

а

затем

кислород.

Примененне.

Кислород

применяют

для

интенсификации

окислительных

процес

сов

в

химической

и

металлургической

промыщленности:

в

реакциях

окисления

органнческих

веществ,

для

обжига

руд,

выплавки

чугунов

и

сталей,

прн

резке

металлов,

в

горнодобывающей

промыш

леНRОСТИ.

Чистый

кислород

используется

в

медицине,

кислородных

приборах

для

работы под

землей,

под

водой,

на

боль

ших

высотах,

и

как

окислитель

paкeтHO~

го

топлива.

~-~

30

31

г-----------------~----,

0308

ОЗ'

Окислительные

свойства

озона

выражены

более

ярко,

чем

кислорода.

Это

объясняется

тем,

что

озон

легко

распада~

ется

на

молекулярный

и

атомарный

КИС~

лород:

О,

=

02+

О

О,

+ 2Ю +

HP

~

1,

+

О,

+

2КОН

В

природе

озон

образуется

при

электри

ческих

разрядах

в

атмосфере

во

время

гро

зы,

а

также

при

окислении некоторых

смолистых

веществ

хвойных

деревьев.

Воздух

-

это

смесь

газов.

основными

компонентами

которой

являются

кисло

род

(20,9 %

по

объему),

азот

(78,16 %

по

объему)

и

инертные

газы

(0,99 %

по

объе

му).

Содержание

этих

компонентов

прак

тически

неизменно,

поэтому

они

счита

ются

постоянными.

К

переменным

компо

нентзм

воздуха

относятся

углекислый

газ

и

водяной

пар.

Пыль

и

различные

газы

(80" Н

2

8,

NO,)

яаляются

случайными

при

месями.

Их

концентрапия

зависит

от

ме

теорологических и

местных

условий,

вре

мени

года,

наличия

поблизости

промыш

ленных

предприятий

и

т.

д.

Содержание

углекислого

газа

в

воздухе

в

местах,

уда

ленных

от

промышленных

предприятий,

выбрасывающих

большие

его

количества

в

атмосферу,

не

превышает

0,03

%.

Вбли

зи

промышленных

предприятий

и

авто

транспортных

магистралей

содержание

его

в

атмосфере

значительно

выше.

Чистый

воздух,

освобожденный

от

пыли

и

слу

чайных

примесей,

-

прозрачен

и

не

имеет

запаха.

Все

реакции,

характерные

для

кислорода,

протекают

и на

воздухе,

но

их

скорость

меньше

из-за

разбавления

кис

лорода

другими

газами.

В

жидком

возду

хе

концентрация

кислорода

значительно

выше,

и

многие

реакции

в

нем

протекают

так

же

интенсивно,

как

и

в

чистом

газо

образном

кислороде.

Воздух

необходим

ддя

жизнедеятельности

ЖИВОТНЫХ

и

рас

тительных

организмов.

В

промышленнос

ти

его

используют

как

сырье

для

получе

ния

кислорода,

азота

и

инертных

газов,

а

жидкий

воздух

служит

также

холодиль

ным

агентом.

Окисление.

Взаимодействие

кислорода

с

различными

проетыми

и

сложными

ве

ществами

всегда

сопровождается

выделе

нием

значительных

Rоличеств

теплоты.

Если

реакция

протекает

медленно,

то

про

цесс

называют

тлением,

а

если

быстро

-

I

горением.

Медленные

процессы

взаимодеЙ.

I

ствия

кислорода

с

различными

вещества

L_~

ми

наблюдаются

при

дыхании

и

гниении,

I

а

также

при

окислении

металлов

на

БОЗ

духе.

Процесс

горения

используют

в

про

I

мышленности

с

целью

получения

тепла

I

(сжигание

угля,

кокса,

дров,

нефтепродук

тов,

горючих

газов),

превращения

тепло

I

вой

энергии

в

механическую

и

электри

11

I

ческую

(сжигание

различных

видов

топ

лива

в

двигателях

внутреннего

сгорания

I

и

турбинах),

а

также

для

получения

раз

I

личных

оксидов

(обжиг

сульфидных

руд

и

др.).

Все

реакции,

в

которых

участвует

I

кислород, относятся

It

окислительно-вос

I

становительным.

Круговорот

кислорода

в

природе.

Из

I

всего

кислорода,

содержащегося

в

земной

I

коре,

воздухе,

а

также

в

составе

оксидов,

солей

и

воды,

круговороту

подвергается

I

только

тот,

который

содержится

в

свобод

ном

состоянии

в

воздухе.

По

оценке

уче

I

ных,

масса

свободного

кислорода

в

возду

I

хе

приближенно

равна

10"

т,

что

состав

ляет

всего

лишь

около

0,0001 %

общего

I

содержания

кислорода

в

земной

коре.

При

I

окислении

углерода

и

водорода,

содержа

щихся

в

различных

видах

топлива,

обра

I

зуются

углекислый

газ

и

вода.

При

сжи

гании

углей,

нефтепродуктов,

древесины,

I

различных

природны,,

попутных

и

образу

I

ющихся

в

производстве

газов

(генератор

ный,

коксовый,

доменный)

расходуется

I

огромное

количество

кислорода.

Значи

I

тельную

его

часть

поглощают

при

дыха

нии

живые

организмы.

Однако

концент

рация

кислорода

в

атмосфере

остается

практически

неизменной.

Это

достигает

ся

благодаря

жизнедеятельности

растений,

которые

поглощают

углекислый

газ

и

воду

и

с

помощью

особых

катализаторов

-

ферментов

-

под

действием солнечной

энергии

(фотосинтез)

превращают

их

в

углеводы,

освобождая

кислород:

n

СО,

+ n

HP

-'>

(СНр)"

+ n

О,

Выделяющийся

кислород

попадает

в

атмосферу

и

компенсирует

ту

ее

часть,

которая

расходуется

на

окнслительные

процессы.

Таким

образом,

постоянство

концентрации

кислорода

в

атмосфере

обус

ловлено

жизнедеятельностью

раститель

ного

и

животного

мира.

г----~-----------------,

27.

Сера

Нахождение

в

природе.

В

природе

сера

встречается

в

свободном

состоянии

(само

родная

сера),

а

также

в

виде

сульфидов

и

сульфатов.

Важнейшие

нриродные

суль

фиды:

пирит,

или

железный

колчедан

(Fe8),

цинковая

обмаRка

(ZпS),

свинцо

вый

блеск

(РЬ8),

медный

блеск

(Cu,8),

халькопирит

(CuFe8,),

киноварь

(Hg8).

Важнейшие

природные

сульфаты:

суль

фат

натрия

(Na,80,),

кристаллогидрат

ко

торого

(Na,80,'

10H,O)

называется

глау

6еровой

солью;

сульфат

кальция

(CaSO,),

образующий

минерал

гипс

(caSo,

.

2Нр);

и

сульфат

магния,

или

горькая

соль,

(МgБО,'

7Нр).

Физичеекие

свойства.

Сера

-

твердое

кристаллическое

вещество

желтого

цве

та.

Существуют

три

аллотропные

моди

фикации

серы:

ромбическая,

моноклин

Н!lЯ

И

пластическая.

При

обычных

условиях

молекула

серы

состоит

из

восьми

атомов,

замыкающих

ся

в

кольцо.

Сера

очень

плохо

растворя

ется

в

воде,

но

хорошо

растворима

во

мно

гих

органических

растворителях.

Химические

свойства.

Сера

относится

к

числу

активных

неметаллав.

Взаимо

действует

с

кислородом.

металлами

и

не

металлами:

8 +

О,'"

80,

28 + Cl,

;::!

8,Cl,

8+Н,;::!Н,8

58 +

2Р

-'>

Р,8,

8 +

Zn

-'> Zn8

8 +

2Н,80

,(конц)

-'>

38"0,

+

2Нр

Диспропорционирование:

38°

+

6КОН

-'>

К,8"О,

+

2К,8

'+

знр

Растворение:

8°

+

Nа,8"О

з

-'>

Na,8,O,

Получение

1.

Промышленный

метод

-

выплавле

ние

из

руды

с

помощью

водяного

пара.

2.

В

лаборатории:

2Na,8 +

Na,80,

+

6НСl

-'>

6NaCl

т

3S +

3Н,0

2Н

2

8

+

О,

-'> 28 +

2Н,О

Применение.

Сера

применяется

очень

широко,

в

частности

для

получения

сер·

ной

кислоты,

вулканизации

каучука,

получения

эбонита,

спичен,

пороха.

Сероводород

и

сероводородная

кисло

та.

Сероводород

Н,8

-

бесцветный

газ

с

запахом

тухлых

яии.

Сероводород

-

силь

I

L~~сстановител~

2Н,8

+ 302 -'>

2Н,0

+

280,

Водный

раствор

сероводорода

-

слабая

сероводородная

кислота:

H,S

;::!

Н+

+

Н8-;

нs-

;::!

Н+

+

82-

Сероводородная

кислота

вступает

в ре

акцию

с

основаниями,

основными

окси

дами

и солями:

Н,8

+

КОН

-'>

КН8

+

Н,О

Н,8

+

CdO

-'> Cd8 +

Н,О

Н,8

+

Cu80,

-'>

СпS

+

Н,80,

Сероводород

проявляет

очень

сильные

восстановительные

свойства:

Н,8

+

Вг,

-'> 8 + 2HBr

Н

2

8

+ 2FeCl, -'> 2FeCl, + 8 +

2НСl

H

2

S +

Н

2

80,(конц)

-'> 8 +

80,

+

2Н,0

H

2

S-'

+

3Н,8+

6

О,<конц)

(П

-'>

480,

+

4Нр

Качественная

реакция

на

сероводород

и

растворимые

сульфиды:

Na

2

8 +

РЬ(NО

),

-'>

Pb8J. + 2NaNO,

з

(черный

осадок)

Сульфиды

Получеnuе

Hg + 8

(С)

-'>

НgБ

Н

2

8

+

2КОН

-'>

К,8

+

2Н,0

Zn80, + Na,8 -'>

Na,80,

+

ZnSJ.

Хuмuчесхuе

свойства

о

Гидролиз:

К,8

+

Н,О

;::!

KНS

+

КОН

8'-

+

Н

2

О

;::!

Н8-

+

ОН

о

Сульфиды

металлов,

стоящнх

в

ряду

напряжений

левее

железа

(включительно),

растворимы

в

сильных

кислотах:

Zn8 +

Н,80,

...

Zп80,

+

Н

2

8

НgБ

+

Н,80,

-\

...

(реакция

не

идет)

о

Водорастворимые

сульфиды

растворя

ют

серу

с

образованием

полисульфидов:

Na

2

8 + n8 ... Na

2

8"Tl

(1

5 n 5 5)

Сернистый

газ

SO,.

Бесцветный

газ

с

резким,

удушливым

запахом.

Полученuе

8 +

О,

-'>

80,

4Fe8

2

+ 1102 -'>

2Fе,Оз

+

880,

Химические

свойства

•

Сернистый

газ

-

кислотный

оксид.

При

его

растворении

в

воде

образуется

слабая

и

неустойчивая

сернистая

кисло

та

Н

2

80,:

80,

+

HP

;::!

Н,80,

Н,80,;::!

Н·

+ HSO,

НS0

3

;::!

Н'

+

80,'

Оксид

серы

(1V)

образует

два

ряда

со

лей

-

средние

(сульфИТЫ)

и кислые

(гид

)

РОСУЛЬФИТ~----~-~

~

32

33

------------------~----I

Ва(ОН),

+

8О,

---7

Ва80,1

+

н,о

Ва(ОН),

+

28О,

---7

Ва(Н80')2

•

Реакция

окисления:

80,

+

ВГ

2

+

2Н

2

О

---7

Н,80,

+

2НВт

Водные

растворы

сульфитов

щелочных

металлов

окисляются

на

воздухе:

2Na,80,

+

02

---7

2Na,8O,

•

Реакция

восстановления:

80,

+

2Н,8

---7

З8

+

2Н

2

О

Сернистая

кислота

Н,80,.

Является

сла

бой,

неустойчивой

и

существует

только

в

разбавленных

растворах.

Сернистая

кис

лота обладает

восстановительными,

а в

присутствии

сильных

восстановителей

окислительными

свойствами:

Н,80,

+

2Н,8

---7

зн

2

о

+

38

Н,80,

+

1,

+

Н,О

---7

Н,80,

+

2НI

Сернистая

кислота

образует

средние

и

кислые

соли

-

сульфиты

и гидросульфи

ты

(Na

2

80" NaH80,).

Сама

кислота

прак

тического

применения

не находит,

но

ее

соли

Na,80,

и

NaH80"

широко

применя

ются

в

кинофотопромышленности.

Сериый

таз

(серный

ангидрид)

80,.

Бес

цветная

летучая

жидкость.

80,

+

н

2

о

---7

Н

2

80,

Получение

280,

+02

(У,О"

450

ос)

~

280,

Fe,(80,),

(П

---7

Fe,O, +

З80,

Химические

свойства

•

Серный

газ

-

кислотный

оксид.

80,

+

н,о

---7

Н,80,

Оксид

серы

(VI)

образует

два

ряда

со

лей

-

средние

(сульфаты)

и

кислые

(гид

росульфаты):

80,

+ 2NaOH

---7

Na

2

80,

+

Н,О

80,

+ NaOH

---7

NaН80,

•

Серный

газ

-

сильный

окислитель.

Серная

кислота

Н

2

80

4

•

Безводная

сер

ная

кислота

-

тяжелая

маслянистая

бес

цветная

жидкость. Разбавленная

серная

кислота

реагирует

с

OCHOBHЫM~

ок~ида

ми,

гидроксидами

и солями.

неи

ра

створяются

мет~ллы,

расположенные

в

ряду

напряжении

левее

водорода:

Zп

+

Н,80,(разб.)

---7

Zn80,

+

н,1'

При

растворении

металлов,

проявляю

щих

несколько

степеней

окисления,

обра

зуются

сульфаты

металлов

с

низшеи

..

сте

пенью

окисления:

80 80

t

Fe +

Н

2

,(разб.)

---7

Fe +

Н

2

4

Концентрированная

серная

кислота

по

чти

не

диссоциирует,

без

нагревания

не

взаимодействует

с

железом.

Она

обладает

L_~

34

сильными

окислительными

свойствами:

окисляет

некоторые

металлы,

расположен

I

ные

в

ряду

напряжений

после

водорода

(медь,

серебро,

ртуть),

и

многие

неметал

I

лы

(например

углерод,

серу,

фосфор).

Ме

таллы,

расположенные

в

ряду

напряже

I

ний

после

водорода

внепосредственной

I

близости

от

него,

восстанавливают

кои·

центрированную

серную

кислоту

до

8o,:

2Fe +

6Н,8О,

---7

Fe,(8O,), +

380,

+

6Н,О

Серная

кислота

вступает

в

реакцию:

-

с

активными

металлами

(Zn, Mg, Al):

Zn

+

2Н,80,(конц.)

---7

Zn80

4

+

80,

+

2Н,О

3Zn +

4Н,80,(разб.)

---7

3Zn80, + 8 +

4Н,О

4Zn +

5Н,80,(сильно

разб.)

---7

4Zn80, +

Н,8

+

4Н,О

-

с

неметаллами

и солями:

С

+

2Н,8О,

---7

СО,

+

280,

+

2Н,О

NaCl +

Н,8О,(конц.)

---7

NaH80,

+

НС!

Серная

кислота

образует

средние

и

кис

лые

соли

-

сульфаты

и

гидросульфаты.

Сульфаты

свиица

(РЬ80,)

и

кальция

(СБSО,)

слаборастворимы,

а

сульфаты

ба

рия

(Ва80,)

и

стронция

(8г80,)

нераство

римы

в

воде

и

кислотах.

ПОЛУЧe>lие.

Существуют

два

промышлен

ных

способа

получения

серной кислоты:

контактный

и

нитрозный.

Контактный

способ:

l-я

стадия.

Печь

для

обжига

колчедана

(800

ОС).

4Fe8

2

+

110,

---7

2Fe

2

0,

+ 8802 + Q

2-я

стадия.

После

очистки,

осушки

и

теплообмена

сернистый

газ

поступает

в

контактный

аппарат,

где

окисляется

в

серный

газ

(450...500

ОС;

V

2

0,):

280,

+

О,

~

280,

3-я

стадия.

Поглотительная

башня:

n8О

+

Н

80

(конц)

---7

(н

80

.

n80

)

2'

,

'(о;еум)

,

Нитрозный

способ:

окисление

сернисто

го

газа

оксидами

азота.

Для

запуска

про

цесса

сернистую

кислоту

окисляют

азот

вой

КИСЛОТОЙ:

80

+

Н

О

Н

80

зн

2

80

~

2;Ж)

...:

зн

80

+

2NO

+

Н

О

2NO

+'0

---7

2NO

'4

2

NO

+

80

---7

80

2+

NO

2 2 3

Применение.

Серную

кислоту

применя

..

й

ют

для

получения

солянои, азотно

,

фос

форной,

плавиковой

и

многих

органичес

КИХ

кислот

методом

обмена,

в

производ

С'гве

красителей

фосфорных

и

азотных

удобрений.

~

г----~---

aA~

-------------~

Массовая

доля

азота

в

земной

коре

-

О,ОЗ

%.

Свободный

дЗОТ

(N,)

составляет

основную

массу

атмосферы

(75,6 %

или

4'

10"

т).

N

2

-

газ,

без

цвета,

запаха

и

вкуса;

плохо

растворим

в

воде.

Сложные

органические

соединения

азота

-

основа

жизни.

Атом

азота

в

ОСновном

состоянии

имеет

структуру

внешнего

электронного

слоя

2s'2p'

и

трехвалентен.

Азот

и

другие

газы

-

компоненты

воз

духа

-

в

промышленности

получают

ме

тодом

фракционной

перегонки

(постепен

ного

испарения)

жидкого

воздуха.

Получение

Лабораторный

способ.

Разложение

нит

рита

аммония:

NH,NO,

(tO)

---7

N, +

2Н,о

Химические

свойства

Молекула

азота

(:N=N:)

очень

устойчи,

ва

(три

ковалентные

связи),

поэтому

об

ладает

низкой

реакционной

способностью.

Восстановитель

N:

---7

2N-'.

N:

+

02

---7

2NO

(в

природе

-

во

аремя

грозы)

Окислитель

N:---7

2N':

Азот

вступает

в

реакции:

-

с

водородом

(500

'С,

kat,

р)

N,o

+

зн,

~

2N-'H

g

-

с

активными

(щелочными

и

щелоч

ноземельными)

металлами:

БLi

+

N,---7

2Li

з

N

ЗМg

+ N,

(О

---7

МgзN,

Аммиак

Строение.

Молекула

NH,

полярная,

име

ет

форму

треугольной

пирамиды

с

атомом

азота

в

вершине,

угол

HNH

~

107,З·.

Атом

азотв

находится

в

sр'-гибридном

состоя:

нии;

из

четырех

гибридных

орбиталеи

азота

три

уч~ствуют

в

образовании

оди

нарных

связеи

N-!I'

а че,'верта~

связ:

за

нята

неподеленнои

электроннои

парои.

Физuчес~ие

свойства.

Аммиак

(NH,) -

бесцветныи

таз

с

резким,

удушливым

за

пахом,

ядовитый,

легче

воздуха.

Молекулы

аммиака

соединены

слабыми

водородны

ми

связями,

благодаря

чему

аммиак

име

ет

сравнительно

высокие

температуры

КИ·

пения

и

плавления, он

легко

сжимается.

Хорошо

растворим

в

воде:

в

1

литре

Н,О

растворяется

750

литров

NH"

Полученuе

1.

Промышленный

способ

(р

~

100

МПа;

I

t

~

500'С;

Fe +

алюмосиликаты):

I N

2

+

зн,

---7

2NH,

L

2.

Лабораторный

способ:

2NH,Cl +

Са(ОН),

(t")

---7

CaCl, + 2NH,t +.

2Н,о

(NH')28O, +

2КОН

(О

---7

К

2

80,

+ 2NH

2

t +

2Н

2

О

Химические

свойства

Аммиак

-

основание

Льюиса.

Водный

раствор

аммиака

(нашатырный

спирт)

имеет

щелочную

реакцию

из-за

образова

ния

гидроксида

аммония:

NН,

+

н

2

о

~

NH,OH

~

NH/

+

он'

Аммиак

реагирует

с

кислотами

с

обра

зованием

солей

аммония:

NН,

+

НС!

---7

NН,C!

2NH, +

Н

2

80,

---7

(NH,),so,

NН,

+

н,о

+

СО,

'""

NH

4

HCO,

Аммиак

-

восстановитель

(окисляется

дО

N,o

или

NO);

он:

1)

разлагается

при

нагревании:

2N-'H,

(t")

---7

N,

О

+

ЗН,

2)

горит

в

кислороде:

-

без

катализатора

4NH, +

ЗО,

---7

2N, +

6Н,0

-

окисдяется

в

присутствии

катали

затора

(Pt)

4NН,

+

50,

---7

4NO +

6Н,О

3)

восстанавливает

оксиды

некоторых

металлов:

2NН,

+

3Cu0---7

ЗСu

+ N, +

зн

2

о

Соли

аммония

Соли

аммония

-

сложные

вещества,

в

состав

которых

входят

катионы

аммония

NH

4

~,

связанные

с

кислотным

остатком.

Физические

свойства.

Соли

аммония

-

кристаллические

вещества,

хорошо

ра

створимые

в воде.

Получение

NH, +HNO,

---7

NH,NO,

2NH,OH

+

Н,80,

---7

(NH')2

80

, +

2Н,О

Химические

свойства

1.

Являются

слабыми

электролитами

(диссоциируют

в

водных

растворах):

NH,Cl

~

NH;

+

С!

2.

Разлагаются

при

нагревании:

а)

если

кислота

летучая

NH,Cl

(t")

---7

NH, +

НС!

NH,HCO,

---7

NH, +

н,О

+

СО,

б)

если

анион

проявляет

окислительные

свойства

NH,NO,

(t")

---7

N,o

+

2Н,о

(NH,),Cr,O, (t')

---7

N + Cr,O, +

4Н,О

2

З.

Вступают

в

реакцию

с

кислотами

и

солями

(реакция

обмена):

(NH,),CO, +

2НСl

---7

2NH,Cl +

н,О

+

СО,

(NH,),SO, +

Вa(NO,),

---7

BaSO,1 + 2NH,NO,

~-~

35

------------------~----I

4.

Подвергаются

гидролизу

-

среда

кис

лая:

NH,CI +

Н,О

~

NH,oH

+

НСI

NH;

+

Н,О

~

NH,oH

+

Н+

5.

При

нагревании

со

щелочами

выделя

ют

аммиак

(качественная

реакция

на

NH,')

NH,CI + NaOH

(tO)

~

NaCI

+-

NH,i

+

Н,О

Оксиды

азота

Оксид

азота

(1)

N.o

(закись

азота,

<ве

селящий

газ.)

-

бесцветный

газ,

запах

сладковатый,

растворим

в

воде.

Приме

няется

как

анестезирующее

средство.

Получение.

NH,NO,

(П

~

N,O +

2Н,о

Химические

свойства.

Несолеобразую

щий

оксид.

2N,O

(t')

~

2N, +

О,

N,O+H,~N:+H,o

Оксид

азота

(П)

NO

(окись

азота)

-

бесцветный

газ,

плохо

растворим

в

воде.

Получение

1.

Каталитическое

окисление

аммиака

(промышленный

способ):

4NН,

+50,

~

4NO

+

6Н,о

2.

3Си

+

8НNО,(разб.)

~

3Cu(NO,), +

2NO

+

4Н,О

3. N, +

О,

~

2NO

(в

природе

во

время

грозы)

Химические

свойства

Несолеобразующий

оксид.

1.

Легко

окисляется

кислородом

и

гало

генами:

2NO

+

О,

~

2NO,

2NO

+ Cl,

~

2NOCI

(хлористый

нитрозил)

2.

Является

окислителем:

2NO

+

28О,

~

280,

+

N,

Оксид

азота

(ПI)

N,O.

(азотистый

ан

гидрид)

-

темно-синяя

жидкость

(при

низких

температурах).

При

температуре,

превышающей

температуру

кипения,

раз

лагается

на

NO

и

NO,.

Азотистому

ангид

риду

соответствует

азотистая

кислота

(HNO,),

Получение.

NO,

+

NO

~

N,O,

Химические

свойства.

Обладает

всеми

свойствами

кислотных

ОКСИДОВ

N,Оз

+ 2NaOH

~

2NaNO, +

и,о

Оксид

азота

(IV)

N0

2

(двуокись

азота,

диоксид

азота)

-

бурый

газ,

запах

рез

:кий,

удушливый,

ЯДОВИТ.

Получение

2NO

+

02

~

2N0

2

Си

+

4HNO,(KOHU.)

~

Cu(NO')2 + 2NO, +

2Н,О

Химичес"ие

свойства

1.

Вступает

в

реакцию:

-

с

водой

2NO, +

Н,О

~

HNO, + HNO,

4NO, +

2Н,О

+

О,

~

4HNO,

-

со

щелочами

2NO, + 2NaOH

~

NaNO, + NaNO,

+-

Н,О

2.

Является

окислителем:

NO,

+

80,

~

80,

+

NO

3.

Димеризация:

2NO,

t:::l

N,O,

Оксид

азота

(V) N,O,

(азотный

ангид

рид)

-

кристаллическое

вещество,

лету

чее,

неустоЙчивое.

Получение

2NO, +

О,

~

N,o,

+

О,

2HNO,

+Р,05

~

2НРО,

+ N'05

Химические

свойства

N,O, +

Н,О

~

2HNO,

2N,O,

(П

~

4NO, +

О,

Азотистая

кислота

Азотистая

кислота

HNO,

(H-O-N-O)

существует только

в

водных

раС1'ворах.

Получение

AgNO, +

НСI

~

HNO, +

AgCl.1

Хu.мuчесн:uе

свойства

1.

Является

слабой

кислотой;

ее

соли

устойчивы:

HNO, + NaOH

~

NaNO,

+-

Н,О

2.

Разлагается

при

нагревании:

3HNO,

(tO)

~

HNO, + 2NO +

Н,О

3.

Является

слабым

окислителем

(толь

ко

в

реакциях

с

сильными

восстановите

лями):

2KNO, +

2КI

+-

2Н,80,

~

2К,80,

+

1,.1

+

2NOi

+

2Н,О

4.

Является

сильным

восстановителем:

HNO, + CI, +

Н,О

~

HNO, +

2НСI

Соли

азотистой

кислоты

-

нитриты

-

бесuветны,

почти

все

хорошо

растворимы

в

воде

(хуже

других

- AgNO,),

Нитрит

натрия

используется

при

производстве

органических

красителей,

его

получают

по

схеме:

NO, +

NO

+ 2NaOH

~

2NaNO, +

Н,О.

Лишь

немногие

нитриты

плавятся

без

разложения.

В

растворах

они

постепенно

окисляются

кислородом

воздуха

с

обра

зованием

соответствующих

нитратов.

~-~--------------------~

г----~-----T-----------

29.

Азотная

кислота

Азотная

кислота

HNO. -

бесцветная

жид

:кость,

неограниченно

растворимая

в

воде.

Получение

1.

Лабораторный

способ

KNO, +

H,SO,(KOHU)

(П

~

КН80,

+ HNO,

2.

Промышленный

способ.

Осуществля

ется

в

три

этапа:

а)

окисление

аммиака

на

платиновом

катализаторе

дО

NO:

4NH, +

50,

(500

'с,

Pt)

-->

4NO +

6Н,0

б)

окисление

NO

кислородом

воздуха

дО

NO,:

2NO

+

О,

~

2NO,

в)

поглощение

NO,

водой

в

присутствии

избытка

кислорода:

4NO, +

О,

+

2Н,о

~

4HNO,

Химические

С60Йства.

Очень

сильная

кислота.

Диссоциирует

в

водном

раство

ре

почти

полностью:

НNО

з

р

Н'

+ NО

з

-.

Реагирует

с

основными

оксидами,

осно

ваниями,

вытесняет

слабые

кислоты

из

их

солей:

2HNO, +

СиО

~

Cu(NO,), +

Н,О

HNO, + NaOH

~

NaNO, +

Н,О

2НNО

з

+ Na

2

CO,

~

2NаNО

з

+

Н,О

+

СО,

Специфические

свойства

1.

Разлагается

на

свету

и

при

нагревании:

4НNО

з

(t',

свет)

~

2Н,0

+ 4NO, +

О,

2.

Окрашивает

белки

в

оранжево-жел

тый

цвет.

3.

При

взаимодействии

с

металлами

никогда

не

выделяется

водород:

металл

+

НNО

з

~

соль

азотной

кислоты

+

вода

+

газ

Концентрированная

азотная

кислота:

-

пассивирует

(без

нагревания)

железо,

алюминий,

хром,

золото,

платину;

-

вступает

в

реакции

с

тяжелыми

ме

таллами

(образуя

NO,);

-

вступает в

peaJЩИИ

со

щелочными

и

ще

лочноземельными

металлами

(образуя

N,O).

Разбавленная

азотная

кислота

вступает

в

реакции:

-

с

тяжелыми

металлами

(образуя

NO);

-

со

щелочными

и

щелочноземельными

металлами,

а

Т8J(же

с

оловом

и

железом

(образуя

N,

или

NH,NO,).

4.

Вступая

в

реакцию

снеметаллами,

образует

NO

(или

NO

);

неметаллы

окис

ляются

ДО

соответств~ющих

кислот:

8 + 6HNO

(конц)

~

Н

SO

+

6NO

+

2Н О

I

В

+ 3HNci'

~

Н

во

-:

3NO 2 ,

I

3Р

+ 5HNO +

2Н

о

~

5NO' +

3Н РО

I

30.

Бром

-

бурая

жидкость

с

тяжелыми

ЯДОВИТЫМИ

парами;

имеет

неприятный

за

пах.

Получение

Окисление

ионов

Br -

сильными

окис

лителями:

Mn0

2

+ 4HBr

~

МПВГ

2

+

Вг,

+

2Н,О

CI,

+ 2KBr

~

2КСI

+

Вг,

Химические

свойства

Бром

вступает

в

реакции:

-

с

металлами:

2Аl

+

3Вг,

....

2АIВг

з

-

снеметаллами:

Н,

+

ВГ

2

t:::l

2НВг

2Р

+

5Вг,

~

2PBr,

-

с

водой:

Br, +

Н,О

t:::l

HBr +

НВгО

-

со

щелочами:

Br2

+-

2КОН

~

KBr +

КВгО

+

н,о

-

с

сильными

восстановителями:

Br

2

+ 2HI

~

1,

+ 2HBr

Бромистый

водород

HBr

Физические

свойства.

Бесцветный

газ,

хорошо

растворимый

в

воде;

t

~

-67

·С;

t

пл

.=

-87'

С.

IOш.

Получение

2NaBr +

Н,РО,

(П

~

Na,HPO, + 2HBr

Химические

свойства.

Водный

раствор

бромистого

водорода

-

бромистоводород

J

i/o

ная

кислота.

I

l

1.

Диссоциация:

НВг

t:::l

Н+

+

Вг

2.

Эта

кислота

вступает

в

реакции:

I

-

с

металлами,

стоящими

в

ряду

напря

I

жения

до

водорода:

I

Mg

+ 2HBr

~

MgBr, +

Н,

-

с

оксидами

металлов:

I

СаО

+ 2HBr

~

СаВг,

+

Н,О

-

с

основаниями:

I

NaOH +

НВ!'

~

NaВr

+

Н,О

I

-

с

аммиаком:

NH, + HBr

~

NH,Br

I .

-

с

солями.

I AgNO, +

НВг

~

AgBr.1 + HNO,

I

Соли

бромистоводородной

кислоты

на

I

зываются

бромидами.

Последняя

реак

ция

-

образование

желтого,

нераствори

I

мого

В

кислотах

осадка

бромида

сереб

ра

-

служит

для

обнаружения

анионов

в

I

растворе.

L

~_'

~---':'_-.l

~-~

36

37

Соколов Д.И. Шпаргалки по химии

Подождите немного. Документ загружается.