Лекции.Орг


Поиск:




Взаимодействие с неметаллами




C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

Cl2 + H2 → 2HCl

5Cl2 + 2P → 2PCl5

2S + Cl2 → S2Cl2

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl

Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl2 + CO → COCl2

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl2 + H2O → HCl + HClO

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O

Действием хлора на аммиак можно получить трихлорид азота:

4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl

Лабораторные методы

Ввиду доступности хлора в лабораторной практике обычно используется сжиженный хлор в баллонах.

Для получения хлора в небольших количествах обычно используются процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV),перманганатом калия, дихроматом калия, диоксид свинца, бертолетова соль и т. п.), обычно использовался диоксид марганца или перманганат калия:

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8H2O

При невозможности использования баллонов могут быть использованы небольшие электролизеры с обычным или вентильным электродом для получения хлора.

ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЕ СМОТРЕТЬ 15 МЕТОДИЧКУ!

Вариант №4

1. Фосфорноватистая и фосфористая кислоты, строение,Окислительно-востановительные свойства гипофосфитов и фосфитов.

1) Фосфорноватистая кислота

Получение:

Фосфорноватистую кислоту получают в две стадии. На первой стадии белый фосфор обрабатывается растовором щелочи:

4(белый) + 3Ва(ОН)2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ва(Н2PO2)2

И затем выделяют кислоту, обрабатывая ее соль более сильной кислотой (серной):

Ва(Н2PO2)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2H3PO2

2)фосфористая кислота

Получение:

Получают фосфористую кислоту растворением P4O6 (P2O3) в холодной воде, гидролизом PCl3 или взаимодействием фосфитов с серной или соляной кислотами:

P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3

PCl3 + 3 H2O → HP(O)(OH)2 + 3 HCl

K2HPO3 + 2 HCl → 2 KCl + H3PO3

Хим.свойства:

Безводная фосфористая кислота – бесцветные гидроскопичные кристаллы. Фосфористая кислота является кислотой средней силы и диссоциирует по двум ступеням:

HP(O)(OH)2 → HP(O)2(OH) + H+

HP(O)2(OH) → HPO32− + H+

При нагревании до 250 °C безводная фосфористая кислота разлагается на фосфорную кислоту и фосфин, а водные её растворы – на фосфорную кислотуи водород.

4H3РО3 → 3H3PO4 + РH3

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты.

Соли фосфористой ксилоты называются фосфитами. Большинство фосфитов мало растворимо в воде. Известны одно- и двузамещённые фосфиты.

Фосфористая кислота и её соли являются сильными восстановителями. Однако активные металлы в кислом растворе восстанавливают H3РО3 до РH3.

3) Окислительно-востановительные свойства гипофосфитов и фосфитов -?

2. Напишите реакции получения галогеноводородов в лабораторных условиях:

§ NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4

§ Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды:

Н22 → 2HГ

Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но реакцию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом.

Взаимодействие водорода с бромом и иодом также включает цепные процессы, но реакция с бромом протекает медленно, а с иодом идёт лишь при нагревании и не доходит до конца, поскольку в системе устанавливается равновесие. Этой закономерности соответствует и изменение ΔH°f.

3. Сера.Оксиды, их получения и свойства. Сернистая и серная кислоты.

1) Сера

Хим.свойства:

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов[6]:

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора[7], среди которых — высший сульфид P2S5:

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

(сероводород)

(сероуглерод)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуютсясульфиды:

.

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

.

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:

(конц.)

(конц.)

2) Окси́д се́ры (IV)

Получение:

В лабораторных условиях SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты:

Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SO3.

Образующаяся сернистая кислота сразу разлагается на SO2 и H2O:

Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2

Хим.свойства:

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

SO2 + H2O ↔ H2SO3.

Со щелочами образует сульфиты:

SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O.

Химическая активность SO2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr,

2SO2 + O2 → 2SO3 (требуется катализатор V2O5 и температура 450°),

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4.

3) Окси́д се́ры (VI)

Получение:

Получают, окисляя оксид серы (IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора (V2O5, Pt или NaVO3):

2SO2 + O2 → 2SO3 + Q.

Можно получить термическим разложением сульфатов:

Fe2(SO4)3 t→ Fe2O3 + 3SO3,

или взаимодействием SO2 с озоном:

SO2 + O3 → SO3 + O2↑.

Хим.свойства:

1. Кислотно-основные: SO3 — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

SO3 + H2O → H2SO4.

Взаимодействует с основаниями:

2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O,

основными оксидами:

CaO + SO3 → CaSO4,

c амфотерными оксидами:

SO3 + PbO → PbSO4.

SO3 растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

H2SO4 (100 %) + SO3 → H2S2O7.

2. Окислительно-восстановительные: SO3 характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

5SO3 + 2P→ P2O5 + 5SO2

3SO3 + H2S → 4SO2 + H2O

2SO3 + 2KI → SO2 + I2 + K2SO4.

3. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

SO3 + HCl → HSO3Cl

Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид:

SO3 + Cl2 + 2SCl2 → 3SOCl2

3)Сернистая кислота (СМ.ВАРИАНТ 2)

4)Серная кислота

Разложение

H2SO4(безводн.) = H 2 O + SO 3

Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO2, а наиболее сильными восстановителями — до S и H2S. Концентрированная H2SO4 частично восстанавливается водородом, из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H2SO4 нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты.

Вариант №5

1. Взаимодействие серы с растворами щелочей,хлорной водой,азотной кислотой(к):

1)Сера+щелоч – см.вариант 4

2)Сера+Хлорная вода- 3Cl2+S+ 4H2O=H2SO4+6HCl

3)Сера+ Азотная кислота (к) - см.вариант 4

2. Промышленый и лабораторный способ получения аммиака.Аммиак как лиганд.

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 91,84 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.

NH4NO3 + NaOH = NH3↑ + NaNO3 + H2O.

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металловприводит к образованию их аминокомплексов:

CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4

Ni(NO3)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6](NO3)2

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO3)2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

3. Фтороводород,Фтороводородная (плавиковая) кислота, её хим. свойства и применение.

1)Фтороводород

Получение:

В промышленности фтороводород получают при взаимодействии плавикового шпата и сильных нелетучих кислот (например, серной):

CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4

Хим.свойства:

§ Химические свойства HF зависят от присутствия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов и не реагирует с оксидами металлов. Однако если реакция начнется, то дальше она некоторое время идет с автокатализом, так как в результате взаимодействия количество воды увеличивается:

МО + 2HF = MF2 + Н2О

§ Жидкий HF — сильный ионизирующий растворитель. Все электролиты, растворённые в нём, за исключением хлорной кислоты HClO4, являются основаниями:

HCl + 2HF ↔ ClH2+ + HF2

В жидком фтороводороде кислотные свойства проявляют соединения, которые являются акцепторами фторид ионов, например BF3, SbF5:

BF3 + 2HF → FH2+ + BF4

Амфотерными соединениями в среде жидкого фтороводорода являются, например, фториды алюминия и хрома(III):

3NaF + AlF3 → 3Na+ + AlF6

(AlF3 — как кислота)

AlF3 + 3BF3 → Al3+ + 3BF4

(AlF3 — как основание)

§ Фтороводород неограниченно растворяется в воде, при этом происходит ионизация молекул HF:

HF + H2O ↔ OH3+ + HF2

Kd= 7,2·10−4

HF + F ↔ HF2

Kd= 5,1

2)Плавиковая кислота

Хим.свойства: Это кислота средней силы (константа диссоциации составляет 6,8·10−4, степень диссоциации 0,1 н. раствора 9 %).Она разъедает стекло и другиесиликатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре.

Реакция идёт по уравнению:

Na2O·CaO·6SiO2 + 28HF → Na2SiF6 + CaSiF6 + 4SiF4↑ + 14H2O

с выделением газообразного фторида кремния (SiF4).

Реагирует со многими металлами с образованием фторидов (свинец не растворяется в плавиковой кислоте, так как на его поверхности образуется нерастворимый фторид PbF2; платина и золото также не растворяются), не действует на парафин, который используют при хранении этой кислоты.

Применение:

§ Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травления силикатного стекла (например — нанесение надписей — для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода.

§ Для травления кремния в полупроводниковой промышленности.

§ В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов.

§ Получение фторидов, кремнефторидов и борфторидов, фторорганических соединений, а также соответствующих кислот (кремнефтороводородная кислота и борфтороводородная кислота), синтетических смазочных масел и пластических масс.

§ Для растворения силикатов при различного рода анализах.

Вариант №6

1. Получение галогенов в промышленных и лабораторных условиях. Напишите уравнение реакций галогенов с растворами щелочей.

1)Галогены+Щелочи(кроме фтора)

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании)

 

2NaOH(хол) + I2 + H2S = 2NaI + S↓ + 2H2O

2NaOH(гор) + I2 + H2O2 = 2NaI + O2 + 2H2O

2NaOH(конц, хол) + Br2 = NaBrO + NaBr + H2O

6NaOH(конц, гор) + 3Br2 = NaBrO3 + 5NaBr + 3H2O

2) Получение

Фтор получают электролизом HF в расплаве KHF2 или разложением высших фторидов

2CeF4 = 2CeF3+ F2

Хлор получают окислением HCl (в лаборатории) …

KMnO4(тв) + 16HCl(к) + 2KCl = K3MnCl6+ 2Cl2+ 4H2O

… и в хлорщелочном производстве (в промышленности)

2NaCl + 2H2O = Cl2+ 2NaOH + H2 электролиз

Бром и йод получают вытеснением хлором из солей

2KBr + Cl2= 2KCl + Br2

2KI + Cl2= 2KCl + I2

2. Получение элементарного фосфора. Отношение фосфора к кислотам и щелочам.

Получение:

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

§ 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

§ 4HPO3 + 12C → P4 + 2H2 + 12CO.





Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2016-12-17; Мы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 1164 | Нарушение авторских прав


Поиск на сайте:

Лучшие изречения:

Студент всегда отчаянный романтик! Хоть может сдать на двойку романтизм. © Эдуард А. Асадов
==> читать все изречения...

835 - | 635 -


© 2015-2024 lektsii.org - Контакты - Последнее добавление

Ген: 0.007 с.