химический каталог




Химия. Решение задач

Автор А.Е.Хасанов

йствием разбавленных кислот на сульфиды:

FeS + 2НС1 = FeCl2 + Hast.

Сероводород H2S — бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит, плохо растворим в воде.

Раствор сероводорода в воде представляет собой очень слабую двухосновную сероводородную кислоту:

H2S -> Н+ + HS-,

HS- -> Н+ + S2".

Сероводородная кислота образует два типа солей: сульфиды (в воде растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония, кальция и бария) и гидросульфиды — устойчивы только в растворах. Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, подвергаются гидролизу.

Сульфиды металлов, стоящие в ряду напряжений левее железа, растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H2S04 = ZnS04 + H2St,

CuS + H2SO4.

Качественная реакция на H2S и растворимые сульфиды:

H2S + Pb(N03)2 = PbS^ + 2HN03.

PbS — осадок черного цвета.

Сероводородная кислота — очень сильный восстановитель. Состав продуктов окисления сероводородной кислоты зависит от силы и количества окислителя:

H2S + 4С1 + 4Н20 = H2S04 + 8НС1,

2H2S + 8HNO3 (конц 0 = 3H2S04 + 8N0 + 4H20,

H2S + 3H2S04(koh4)-4S02 + 4H20,

H2S + Br2 = S + 2HBr,

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HC1.

Оксид серы (IV). Сернистая кислота

В промышленности S02 получают при обжиге сульфидов:

4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8S02.

В лаборатории S02 получают при действии сильных кислот на сульфиты:

Na2S03 + 2НС1 = 2NaCl + S02 4- Н20.

S02 — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде.

В водном растворе сернистого газа одновременно существуют следующие равновесия:

kl k2

Н20 4- S02 «± H2S03 +± БГ 4- HS03 <± 2Н+ + S032\

Сернистая кислота дает два ряда солей: средние — сульфиты и кислые — гидросульфиты.

Химические реакции, характерные для S02, сернистой кислоты и ее солей, можно разделить на три группы:

1. Кислотно-основные реакции, протекающие

без изменения степени окисления:

Са(ОН)2 + S02 = CaS03l 4- Н20.

2. Реакция окисления:

Na2S03 4- С12 + Н20 = Na2S04 4- 2НС1, S02 + Br2 4- 2Н20 = H2S04 + 2HBr. Качественная реакция на S02 и сульфиты — обесцвечивание раствора перманганата калия:

5S02 + 2KMn04 + 2H20 = 2H2S04 + K2S04 + + MnSCT.

4

3. Реакция восстановления:

so2 + с = s + co2,

502 + 2H2S = 3S + 2H20.

Оксид серы (VI). Серная кислота

503 — бесцветная жидкость с Тдл = 16,8 °С и

Т = 44,8 °С.

кип . 7

Оксид серы (VI) получают окислением S02 кислородом в присутствии катализатора (V205): 2S02 + 02 <± 2S03.

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту: S03 + Н20 = H2S04.

S03 очень хорошо растворяется в 100% -ной серной кислоте. Такой раствор называется олеумом.

Серная кислота H2S04 — тяжелая вязкая жидкость, смешивается с водой любых отношениях. Ее раствор в воде является сильной кислотой, которая образует два ряда солей: сульфаты и гидросульфаты.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с различными металлами, как правило, происходит ее восстановление до S02:

Zn 4- 2HJ30,, , = ZnS04 + S09t + 2H90.

2 4 (конц.) 4 2 2

Концентрированная серная кислота окисляет медь, серебро, углерод, фосфор:

Си + 2H2S04 = CuS04 + S02t + 2Н20, 2Ag + 2H2S04 = AgS04 + S02t + 2H20, С 4- 2H2S04 = C02 + 2S02t + 2H20, 2P + 5HJ30. = 2H„PO. + 5SO„t + 2H„0.

Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, за счет ионов Н+, например:

Zn + H,S04, = ZnS04 + Н9Т.

2 4 (разб.) 4 2

Качественная реакция на серную кислоту и растворимые сульфаты — образование белого осадка сульфата бария, не растворимого в кислотах и щелочах:

Ва2+ + SO2 = BaSCT.

4 4

АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Электронная конфигурация атома: ls22s2p3.

Степени окисления: от -3 до +5.

Физические свойства. Азот N2 в свободном состоянии — газ без цвета и запаха, мало растворим в воде.

Получение:

1. В промышленности азот получают перегонкой жидкого воздуха.

2. В лаборатории для получения азота используют разложение нитрита аммония:

NaN02 + NH4C1 = N2t + NaCl + 2H20.

Химические свойства. В молекуле N2 атомы связаны тремя ковалентными связями (две п-связи, однас-связь), поэтому молекула обладает низкой реакционной способностью.

1. Реакции с активными металлами. При обычных условиях азот реагирует только с литием, образуя нитрид:

6Li + N2 = 2Li3N.

С натрием, кальцием и магнием реакция идет при нагревании. Образующиеся нитриды полностью гидролизуются при контакте с водой:

Ca3N2 + 6H20 « 3Ca(OH)2 + 2NH3T. 2. Реакции с неметаллами:

а) азот реагирует с кислородом при высокой

температуре или в электрическом разряде:

N2 + 02 <± 2NO;

б) реакция азота с водородом происходит при

нагревании, высоком давлении и в присутствии

катализатора:

N2 + ЗН2 <± 2NH3.

Аммиак. NH3 представляет собой бесцветный газ, легче воздуха, с резким запахом, хорошо растворим в воде.

Получение. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

NH4C1 + КОН - NH3T + КС1 4- Н20, или в ионном виде:

NH+ + ОН = NH3 + Н20.

Это качественная реакция на ион аммония.

Химически

страница 44
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87

Скачать книгу "Химия. Решение задач" (1.54Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
Двухтопливные котлы Viessmann Vitoplex 200 SX2A 120
купить участок в подмосковье недорого сычево
Стол журнальный DIK Livia
банкетки в школу

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(08.12.2016)