![]() |
|
|
Химия. Решение задачйствием 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 |
< 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] |
|
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.
|
|