Качественная реакция на хлорид-ион

1. Нитрат серебра AgN0₃ с ионом С1~ дает белый творожистый осадок хлорида серебра:

NaCl + AgNO_s = AgCl| -f NaN0₃, Cr + Ag+ = AgClj.

Осадок нерастворим в азотной кислоте, но легко растворяется в аммиаке с образованием комплексного соединения:

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl.

№39 кислородные соединения хлора.

Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты:хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную. Хлорноватистая кислота НСlO НСlO = HСl + O

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I): 2 НСlO = 2 Н₂О + Сl₂O

Хлорная, или белильная, известь СаОСl₂, или СаСl(СlO), образуется при взаимодействии хлора с порошкообразным гидроксидом кальция — пушенкой: Са(ОН)₂ + Сl₂ = Cl-O-Ca-Cl + H₂O

Хлористая кислота НСlO₂НСlO₂ + 3 НС1 = Сl₂ + 2 Н₂О

Хлорноватая кислота НСlO₃ образуется при действии на ее соли — хлораты — серной кислоты. НСlO₃ + 6 НВr = НСl + 3 Вr₂ + 3 Н₂О

№40 Общая характеристика элементов 6А группы периодической системы Менделеева. Характеристика серы, как простого вещества.

Общая характеристика: К элементам А-группы VI группы относятся кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный полоний. Общая электронная конфигурация внешнего валентного слоя типа ns²nр⁴ обусловливает, прежде всего, окислительные свойства этих элементов, при переходе от кислорода к полонию их окислительная способность резко ослабляется. Наибольшей окислительной способностью в виде простых веществ обладают кислород и сера — типичные неметаллы.

Сера: элемент третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различныхионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы вводе.

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

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид)

№41 Кислород: аллотропия, физические и химические своства, пременение.

Физ. Св-ва: При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

Хим. Св-ва: Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Аллотропия:

№42 Сероводород: получение, свойсва, действие на организм.

бесцветный газ с запахом протухших яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H₂S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. Концентрационные пределы воспламенения с воздухом составляют 4,5—45 % сероводорода.

Химические св-ва: Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала. В воде сероводород мало растворим, водный раствор H₂S является очень слабой кислотой:

K _a = 6.9·10⁻⁷ моль/л; p K _a = 6.89.

Реагирует со щелочами:

(обычная соль, при избытке NaOH)

(кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

Действие на организм: В медицине — в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод.

№43 Оксид серы +4: получение, физическое и химическое свойство, применение

Получение: Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

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

Со щелочами образует сульфиты:

Физ. св-во: В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре

Применение: Большая часть оксида серы(IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в виноделии в качестве консерванта (пищевая добавка E220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы(IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором.

№44 Оксид серы +6: получение, физическое и химическое свойство, применение.

Получение: Можно получить термическим разложением сульфатов:

или взаимодействием SO₂ с озоном:

Для окисления SO₂ используют также NO₂:

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

Взаимодействует с основаниями:

и оксидами:

Применение: Серный ангидрид используют в основном в производстве серной кислоты.

№45 Тиосульфат натрия: получение, свойства, качественная реакция на тиосульфат-ион.

Получение: окислением полисульфидов Na;
кипячение избытка серы с Na₂SO₃:

S + Na₂SO₃ →(t) Na₂S₂O₃;

взаимодействием H₂S и SO₂ с NaOH (побочный продукт в производстве NaHSO₃, сернистых красителей, при очистке промышленных газов от S):

4SO₂ + 2H₂S + 6NaOH → 3Na₂S₂O₃ + 5H₂O;

кипячение избытка серы с гидроксидом натрия:

4S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂S₂O₃ + 3H₂O

Химическое св-во: С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O → 2H₂SO₄ + 2NaCl + 6HCl. Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты: 2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆.

Физ. св-во: Бесцветные моноклинные кристаллы.

качественная реакция на тиосульфат-ион:

№46 Серная кислота: получение, физическое св-во, Кислотно- основные св-ва серной к-ты.

Физ. св-ва: Се́рная кислота́ H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом

Получение:

Кислотно – основные св –ва:

№47 Окислительно-востоновительные св-ва концентрированной и разбавленной серной кислоты.

Конц: Концентрированная серная кислота очень активно взаимодействует с неметаллами. Реакцию растворения углерода в горячей концентрированной серной кислоте можно представить уравнением С + 2 Н2SO4 = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О

При окислении серы горячей концентрированной серной кислотой в качестве продукта окисления и продукта восстановления образуется диоксид серы: S + 2 Н2SO4 = 3 SO2 + 2 Н2О

Концентрированная серная кислота окисляет бромид — и иодид-ионы до свободных брома и иода:

2 КВг + 2 Н2SO4 = К2SО4 + SO2 + Вr2 + 2Н2О

2 КI + 2 Н2SО4 = К2SO4 + SO2 + 2 Н2О

Разб: В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют:

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2-

Образующиеся ионы Н⁺ выполняют функцию окислителя.

Как и соляная кислота, разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует только с металлами активными исредней активности (расположенными в ряду активности до водорода).

Химическая реакция протекает по схеме:

Ме + H₂SO₄₍_разб_.) → соль + H₂↑

Пример:

2 Al + 3 H₂SO₄₍_разб_.) → Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂↑

1│2Al⁰ – 6 e ^- → 2Al³⁺ - окисление

3│2H⁺ + 2 e ^- → H₂ – восстановление

Металлы с переменной валентностью окисляются разбавленным раствором серной кислоты до низших положительных степеней окисления:

Fe⁰ → Fe²⁺

№48 соли серной кислоты, качественная реакция на сульфат-ион. Применение в медицине и народном хозяйстве.

Сульфа́ты — минералы, соли серной кислоты H₂SO₄. В их кристаллической структуре обособляются комплексные анионы SO₄²⁻. Наиболее характерны труднорастворимые сульфаты сильных двухвалентных оснований, особенно Ba²⁺, а также Sr²⁺ и Ca²⁺. Более слабые основания образуют основные соли, часто весьма неустойчивые (например сульфаты окисленного железа), более сильные основания — двойные соли и кристаллогидраты.

Кач реакция: Взаимодействие серной кислоты с хлоридом бария: H2SO4+BaCl=BaSO4(выпадает в осадок белого цвета)+2HCL Процесс взаимодействия ионов бария с сульфат-ионами приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO4. Это качественная реакция на сульфат-ионы.

Применение:

Вопрос 49. Общая характеристика V А группы периодической системы Д.И Менделеева. Азот – простое вещество.

Строение внешнего электронного слоя … ns2np3

Азот, распространение в природе,

способы получения, физические и химические свойства.

Простое вещество состоит из двухатомных молекул N₂, связь ковалентная неполярная, атомы связаны тройной связью

Характерные степени окисления: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5

Распространение в природе

Азот составляет около 4/5 атмосферного воздуха, т. е. 78,2% по объему.

Из соединений азота наибольшее значение имеет NaNO₃ — чилийская селитра,

образующая большие залежи на тихоокеанском побережье Чили. В почве содержатся незначительные количества связанного азота.

Азот является составной частью белков.

Азот — четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Получение

1. в промышленности

Азот получают из жидкого воздуха, для этого воздух переводят в жидкое состояние и при температуре -196⁰С азот испаряется.

2. в лаборатории: а) разложение нитрита аммония при нагревании NH₄NO₂ = N₂↑+ 2H₂O

б) пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700°С 2NH₃ + 3CuO → N₂↑ + 3H₂O + 3Cu

Физические свойства

При обычных условиях — газ без цвета, без запаха и вкуса, мало растворим в воде: 100 мл воды при 0°С растворяется 2,33 мл азота. В жидком состоянии (темп. кипения -195,8 °C) – бесцветная, подвижная, как вода, жидкость.

При -209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снегоподобной массы или больших белоснежных кристаллов.

Химические свойства.

при обычных условиях азот реагирует только (!) с литием

6Li + N₂ = 2Li₃N (нитрид лития)

Азот N₂взаимодействует как окислитель:

1. с водородом N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + Q

2. с металлами N₂ + 3Ca = Са₃N₂

Азот N₂ взаимодействует как восстановитель:

1. с кислородом (при очень высокой температуре, выше 1500°С) N₂ + О₂ = 2NO

(другие оксиды азота при взаимодействии с кислородом не образуются)

2. с фтором N₂ +3F₂ = 2NF₃

Вопрос 50. Аммиак: получение, свойства, действие на организм.

Получение

1.в промышленности аммиак получают

прямым синтезом из азота и водорода

N₂+ 3H₂ = 2NH₃

2. в лабораторных условиях аммиак получают

нагреванием солей аммония со щелочами:

(NH₄)₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2NH₃↑+ 2Н₂О

2NH₄C1 + Са(ОН)₂ = СаС1₂ + 2NH₃↑+ 2Н₂О

Физические свойства

Аммиак — бесцветный газ с характерным запахом. Очень легко растворим в воде (в 1 л воды при 20°С растворяется 700 л NH₃).

Водный раствор аммиака, содержащий 10 % NН₃ - нашатырный спирт.

Химические свойства Кислотно-основные свойства Аммиак — слабое основание

1. взаимодействие с водой

NH₃+ Н₂0 ↔ NH₄ОН ↔ NH₄⁺ + ОН^-

2. газообразный аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония:

NH₃ + HC1 = NH₄Cl

3. взаимодействие с солями некоторых металлов

с образованием комплексных соединений – аммиакатов CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Аммиак — слабое основание

1. взаимодействие с водой

NH₃+ Н₂0 ↔ NH₄ОН ↔ NH₄⁺ + ОН^-

2. газообразный аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония:

NH₃ + HC1 = NH₄Cl

3. взаимодействие с солями некоторых металлов

с образованием комплексных соединений – аммиакатов CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

1. взаимодействие со щелочами

NH₄C1 + NaОН = NаС1 + NH₃↑ + Н₂О

Качественная реакция на катион аммония NH₄⁺,

выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению лакмусовой бумажки

2. взаимодействие с солями

NH₄C1 + AgNO₃ = NH₄NO₃+ AgCl↓

Ag⁺ + C1^-= AgCl↓

3. гидролиз NH₄C1 + HOH ↔ NH₄OH + H⁺рН < 7, среда кислая

Действие на организм.

По физиологическому действию на организм относится к группе веществ ухудшающего действия способных вызвать токсический отек легких и поражение нервной системы.

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаза и органов дыхания, а также кожные покровы. Человек воспринимает, как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог роговицы, служит потерю сознания, приступы кашля, покраснение кожи.

Вопрос 51. Оксиды азота: получение, свойства.

Получение: Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 градусах и сопровождается выделением тепла. Поэтому, чтобы не дать протекать ему слишком бурно, надо вовремя прекратить нагревание, т.к при температурах более 300 градусах нитрат аммония разлагается со взрывом.

NH4NO3=N2O+2H2O

В химической промышленности закись азота яв-ся побочным продуктом и для ее разрушения используют каталитические конвертеры, т.к выделение в виде товарного продукта, как правило экономически нецелесообразно.

Физические свойства.

Бесцветный газ, тяжелее воздуха (относительная плотность 1,527) с характерным сладковатым запахом. Растворим в воде, этиловом спирте, эфире, серной кислоте. При 0 градусах и давлении 30 атомной массы, а также при комнатной температуре и давлении 40 атомн. Массы сгущается в бесцветную жидкость. Из 1 кг жидкой закиси азота образуется 500 л газа.

Химические свойства.

Относится к несолеобразующим оксидам, с водой, с растворами щелочей и кислот не взаимодействует. Не воспламеняется, но поддерживает горение. Смеси с эфиром, циклопропаном, хлорэтилом в определенных концентрациях взрывоопасны. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя

N2O+H2=N2+H2O

N2O+C=N2+CO

При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя.

5N2O+8KMnO4+7H2SO4=5Mn(NO3)2+3MnSO4+4K2SO4+7H2O

При нагревании N2O разлагается

2N2O=2N2+O2

Вопрос 52. Азотная кислота: получение, кислотно-основные свойства.

Получение

1.в лаборатории действием концентрированной серной кислоты на безводные нитраты:

NaNO₃+ H₂SO₄= NaHSO₄ + HNO₃

2. в промышленности каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха:

4NH₃+ 5O₂ = 4NO + 6H₂O

2NO + O₂= 2NO₂

4NO₂ + 2Н₂О + О₂ = 4HNО₃

Кислотно-основные свойства

1.в водных растворах полностью диссоциирует

НNO₃↔ Н⁺ + NO₃^-

2. с оксидами металлов

MgO + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂+ H₂O

3. с основаниями

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

4. с солями более слабых кислот

Na₂CO₃ + 2HNO₃ = 2NaNO₃+ CO₂ + H₂O

Вопрос 53. Окислительно-восстановительные свойства концентрированной и разбавленной азотной кислоты.

1. с металлами

Металлы Основной продукт восстановления кислоты

Концентрированная HNO₃

щелочные металлы (Na, K и др.), щелочноземельные металлы, магний, цинк и другие активные металлы N₂O или N₂

железо, алюминий, хром, золото, платина не реагирует

Медь, серебро, свинец, висмут и другие малоактивные металлы NO₂

Разбавленная HNO₃

Щелочные металлы (Na, K и др.), щелочноземельные металлы, магний, цинк, железо и другие активные металлы NH₃ или NH₄NO₃

Медь, серебро, свинец, висмут и другие малоактивные металлы NO

При взаимодействии азотной кислоты с металлами

водород не выделяется (!)

3Cu + 8HNO₃(разб)= 3Cu(NO₃)₂ + 2NO +4H₂O

4Ca + 10HNO₃(конц) = 4Cа(NO₃)₂ + N₂O +5H₂O

Царская водка – смесь 1 часть азотной + 3 части концентрированной соляной кислоты.

Аu + HNO₃+ ЗНС1 = AuCl₃+ NO + 2H₂O

2. с неметаллами

При нагревании с концентрированной азотной кислотой:

неметаллы окисляются до кислородных кислот,

азотная кислота восстанавливается до NO₂ или NO

S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO

Р + 5HNO₃= Н₃РО₄+ 5NO₂+ Н₂О

Вопрос 54. Соли азотной и азотистой кислоты: свойства, применение.