химический каталог




Общая и неорганическая химия. Часть 2

Автор Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, Е.Н.Егоров

2S04 - FeS04 + Н20

б) ZnO + 2 HN03 - Zn(N03)2 + Н20.

1°.3. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот, не являющихся сильными окислителями (НО, H2S04(PA36)):

Zn + H2S04 (РАЗБ.) = ZnS04 + Н2Т

Mg + 2 НО = MgCl2 + Н2Т.

Если в результате реакции образуется нерастворимая соль или оксид, то металл пассивируется и его растворение не происходит:

Pb + H2S04*

(PbS04 — нерастворим в воде)

A1 + HN03 (кощ)Ф

(поверхность металла покрывается оксидной пленкой).

1°.4. Термически неустойчивые кислоты, например, угольная, сернистая, разлагаются при комнатной температуре или при легком нагревании:

н2со3 = со2Т + н2о H2SO3 = SO2T + H2OT

Si02xH20 = Si02 + xH20t.

1°.5. Реакции с изменением степени окисления кислотообразующего элемента.

4 Н О + Мп02 = МпС12 + СЬ +2 Н20 Н3РО3 +н2о2= Н3РО4 +н2о

2H2S04(KOHIf) + Cu = CuS04 + S02 +2Н20

2 H2S + H2S03 = 3 S i + 3 H20.

По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстановители и кислоты-окислители.

2°. Свойства кислот-окислителей.

2°.1. Реакции обмена. Кислоты-окислители реагируют с оксидами, гидроксидами и солями, в состав которых входят катионы металлов не проявляющих переменные степени окисления также как и кислоты, не являющиеся окислителями (см. 1°.1 и 1°.2 в п. 2.4).

2°,2. Реакции с гидроксидами, оксидами и солями.

а) Если металл, образующий основание, может находиться в

нескольких степенях окисления, а кислота проявляет окислительные

свойства, то эти реакции могут протекать с изменением степеней окисления

элементов, например:

Fe(OH)2 + 4HN03(конц) = Fe(N03)3 + N02T + 3 Н20.

б) Аналогично ведут себя в реакциях с кислотами-окислителями и

оксиды металлов, проявляющих переменные степени окисления:

2 FeO + 4 H2S04 (K0HU.) = Fe2(S04)3 + S02T + 4 H20.

в) При реакциях кислот-окислителей с солями, содержащими анион,

проявляющий восстановительные свойства, происходит его окисление:

3 Na2S + 8 HN03 (разб.) = 6 NaN03 + 3 SI + 2 NO T + 4 H20

8 Nal + 5 H2S04 (конц0 = 4 l2i+ H2sT + 4 Na2S04 + 4 H20.

2°.3. Взаимодействие с металлами.

Азотная и концентрированная серная кислоты являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода, но водород в этом случае не выделяется, а образуются продукты восстановления азота и серы, причем, состав продуктов зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры:

Си + 4 HN03 (конц.) = Cu(N03)2 + 2 N02T + 2 Н20

3 Си + 8 HN03 (разб.) = 3 Cu(N03)2 + 2 NO Т + 4 Н20 5 Со + 12 HN03 (оч.разб.) = 5 Co(N03)2 + N2T + 6 Н20

4Zn + 10HNO3 (оч.разб.) = 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3 H20.

С разбавленной серной кислотой медь не взаимодействует, но реагирует с концентрированной серной кислотой, однако водород при этом не выделяется:

Си + 2 H2S04 (конц.) = CuS04 + S02T +2 Н20.

Некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, например, Fe, А1, Сг, эти кислоты пассивируют за счет образования на поверхности металла оксидной пленки нерастворимой в концентрированных кислотах при обычных условиях и поэтому указанные металлы не взаимодействуют с концентрированными серной и азотной кислотами.

2°.4. Реакции с неметаллами. Концентрированные азотная и серная кислоты взаимодействуют с неметаллами: серой, фосфором, углеродом:

S + 2 HN03 (КОнц.) = H2S04 + 2 NO Т S + 2 H2S04 (конц., = 3 S02T + 2 Н20 3 Р + 5 HN03 (конц) + 2 Н20 = 3 Н3Р04 + 5 NO Т

С + 2 H2S04 (конц.) = С02Т + 2 S02T + 2 Н20.

2°.5. Кислоты, образованные переходными металлами в высших степенях окисления, например, хромовая [Н2СЮ4], марганцовая [НМп04], являются сильными окислителями.

2 Н2СЮ4 + 3 S02 = Cr2(S04)3 + 2 Н20.

Кислоты, в которых кислотообразующий элемент находится в промежуточной степени окисления могут проявлять как окислительные, так восстановительные свойства.

H2S03 + 2H2S = 3Si + 3 Н20 (H2S03 — окислитель)

H2S03 + N02 - H2S04 + NOT (H2S03 — восстановитель).

§ 3. Основания

В этом разделе будут рассмотрены только неорганические основания с позиции электролитической теории.

3.1. Классификация оснований

Основания могут быть классифицированы по следующим свойствам.

1°. Кислотность основания — число групп ОН" способных обмениваться на кислотный остаток. Например, NaOH — однокислотное основание, Са(ОН)2 — двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т. д. кислотными. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, например, (MgOH)2C03 — гидроксокарбонат (основной карбонат) магния; MgCC>3 — карбонат (средний карбонат) магния.

2°. Растворимость. Гидроксиды щелочных металлов, металлов главной подгруппы второй группы, начиная с кальция, гидроксид таллия (I) [ТЮН] и гидроксид аммония растворимы в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы.

3°. Сила оснований, также как и других электролитов, определяется степенью диссоциации (или констанотой диссоциации). Сильными основаниями я

страница 7
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

Скачать книгу "Общая и неорганическая химия. Часть 2" (108Kb)


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

 

 

Реклама
склад хранение вещей на шереметьевской
samsung rl17mbms неисправности
арби модена 95
Набор кухонных ножей Victorinox 11 в деревянной подставке

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
(05.12.2016)