Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


Ќоменклатура комплексних сполук 4 страница




 альц≥й отримують електрол≥зом кальц≥й хлориду або алюмотерм≥чним методом:

—а—l2 → —а + —l2

2Al + 6CaO → Ca3(AlO3)2 + 3Ca

ћагн≥й одержують в≥дновленн€м вуглецем при температур≥ 2000∞—:

MgO + C → CO + Mg

 альц≥й та ћагн≥й мають сильн≥ в≥дновн≥ властивост≥, поступаючись лише лужним металам. ¬насл≥док х≥м≥чноњ активност≥ переважна б≥льш≥сть б≥нарних сполук цих метал≥в може бути одержана пр€мим синтезом ≥з простих речовин. ѕри високих температурах магн≥й ≥ кальц≥й реагують з галогенами, азотом, с≥ркою, фосфором, вуглецем та кремн≥Їм з утворенн€м в≥дпов≥дних галоген≥ д≥в, н≥трид≥в, сульф≥д≥в, карб≥д≥в та сил≥цид≥в:

3Ca + Br2 → CaBr2

3Mg + N2 → Mg3N2

Ca + S → CaS

3Mg + 2P → Mg3P2

Ca + 2C → CaC2

2Mg + Si → Mg2Si

ћагн≥й ≥ кальц≥й при нагр≥ванн≥ окиснюютьс€ воднем з утворенн€м г≥дрид≥в Ц кристал≥чних речовин з ≥онною структурою:

Ca + H2 → CaH2

√≥дриди легко реагують з водою з утворенн€м г≥дроксид≥в:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

ѕри п≥двищенн≥ температури кальц≥й ≥ магн≥й згор€ють у пов≥тр≥ з утворенн€м оксид≥в:

2Ca + O2 → 2CaO

ќксиди кальц≥ю та магн≥ю у промислових масштабах одержують прожарюванн€м карбонат≥в (вапна чи магнезиту):

—а—ќ3 → —аќ + —ќ2

¬они взаЇмод≥ють з водою з утворенн€м в≥дпов≥дних г≥дроксид≥в.

—аќ + Ќ2ќ → —а(ќЌ)2

”с≥ оксиди ≥ г≥дроксиди лужноземельних метал≥в мають основн≥ властивост≥.

ƒе€к≥ х≥м≥чн≥ властивост≥ сполук  альц≥ю ≥ ћагн≥ю наведен≥ у наступних реакц≥€х:

MgS + H2O → Mg(OH)2 + H2S

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3

Mg3P2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2PH3

CaO + SiO2 CaSiO3

CaO + 3C CaC2 + CO

Ca(OH)2 CaO + H2O

Ca(OH)2 + CO2 CaCO3↓ + H2O

Ca(OH)2 + HCl CaCl2 + 2H2O

Ќа в≥дм≥ну в≥д солей лужних метал≥в сол≥ кальц≥ю та магн≥ю малорозчинн≥.

” б≥олог≥чному кругооб≥гу речовин  альц≥ю належить одна ≥з головних функц≥й. ¬≥н приймаЇ участь у процесах грунтоутворенн€, покращуЇ структуру грунт≥в, впливаЇ на реакц≥ю середовища ≥, €к насл≥док, рухом≥сть ≥нших б≥олог≥чно необх≥дних елемент≥в.  альц≥й спри€Ї ф≥ксац≥њ атмосферногоь азоту, м≥нерал≥зац≥њ орган≥чних сполук ≥ вив≥льненню з них р≥зних поживних речовин. ÷ей елемент приймаЇ участь у синтез≥ б≥лкових речовин, спри€Ї утворенню хлороф≥лу, впливаЇ на перем≥щенн€ асим≥л€т≥в у рослинах. ѕри в≥дсутност≥ кальц≥ю у грунт≥ погано розвиваЇтьс€ коренева структура рослин.

≤они ћагн≥ю суттЇво впливають на окисно-в≥дновн≥ процеси у рослинах. ѕри магн≥Їв≥й нестач≥ у рослин п≥двищуЇтьс€ окисний потенц≥ал, п≥дсилюютьс€ окисн≥ процеси, що призводить до руйнуванн€ хлороф≥лу. ћагн≥й посилюЇ рухом≥сть фосфат≥в у грунт≥ ≥ надходженн€ њх до рослин, в≥н спри€Ї в≥дновним процесам у рослинах ≥ позитивно впливаЇ на б≥осинтез в≥дновлених сполук.

—ол≥ CaCO3 ≥ CaCO3 × MgCO3 Ц основн≥ речовини дл€ х≥м≥чноњ мел≥орац≥њ грунт≥в, завданн€ €коњ пол€гаЇ у л≥кв≥дац≥њ надлишковоњ кислотност≥ грунтвого розчину (вапнуванн€) або усуненн€ його надлишковоњ лужност≥ (г≥псуванн€).

≈кспериментальна частина

ƒосл≥д 7.2.1. ќдержанн€ водню при взаЇмод≥њ метал≥в з кислотами

” проб≥рку пом≥стити трохи алюм≥н≥Ївих стружок ≥ долити 1 мл розчину натр≥й г≥дроксиду. —постер≥гати вид≥ленн€ бульбашок газу. якщо реакц≥€ в≥дбуваЇтьс€ пов≥льно, обережно п≥д≥гр≥ти. —класти р≥вн€нн€ реакц≥њ.

ƒосл≥д 7.2.2. ќдержанн€ водню з кислот

” чотири проб≥рки пом≥стити по 1-2 шматочки Mg, Al, Fe, Sn ≥ долити у кожну з них по 1 мл розведеноњ (1:1) хлоридноњ кислоти. ўо при цьому спостер≥гаЇтьс€? ÷ей самий досл≥д виконати з розведеною (1:5) сульфатною кислотою. —класти р≥вн€нн€ реакц≥й.

ƒосл≥д 7.2.3. ¬и€вленн€ г≥дроген пероксиду

” проб≥рку до 3 крапель розчину кал≥й ≥одиду додати 2 крапл≥ розведеного розчину H2SO4 ≥ пот≥м по крапл€м додавати розчин H2O2 до по€ви жовтого забарвленн€. ¬ид≥ленн€ ≥одиду стаЇ б≥льш пом≥тним, €кщо внести в проб≥рку дек≥лька крапель бензолу. Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥й.

ƒосл≥д 7.2.4.  атал≥тичне розкладанн€ г≥дроген пероксиду

Ќалити у проб≥рку 8-10 крапель 3%-вого розчину H2O2 ≥ внести трохи мангану д≥оксиду (катал≥затор). √аз, що вид≥л€Їтьс€ випробовують тл≥ючоњ ск≥бкою. Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥й.

ƒосл≥д 7.2.5. ћалорозчинн≥ сол≥ лужних метал≥в

7.2.5.1. як≥сна реакц≥€ на ≥он кал≥ю

–еактив натр≥й гексан≥тр≥токобальтату (III) Na3[Co(NO2)6] даЇ з розчинами солей кал≥ю жовтий осад  2Na[Co(NO2)6]. Ќа предметному скл≥ до 1 крапл≥ п≥дкисленого хлоридною кислотою сол≥ кал≥ю додати 1Ц2 крапл≥ розчину реактиву. „ерез де€кий час утворюЇтьс€ жовтий кристал≥чний осад. –озгл€нути форму кристал≥в, використовуючи м≥кроскоп. ≤онне р≥вн€нн€ маЇ такий вигл€д:

+ + Na+ + [Co(NO2)6]3- →  2Na[Co(NO2)6]

ƒосл≥д 7.2.5.2. ”творенн€ магн≥й г≥дроксиду та його розчиненн€

у кислот≥ ≥ сол€х амон≥ю

” проб≥рку з розчином сол≥ магн≥ю додати по крапл€х розчин NaOH до утворенн€ осаду. ќсад розд≥лити на три частини ≥ пом≥стити у проб≥рки. ¬ першу додати по крапл€х концентрований розчин натр≥й г≥дроксиду, у другу Цконцентрований розчин хлоридноњ кислоти, в третю Ц насичений розчин амон≥й хлориду. ¬ €ких проб≥рках спостер≥гаЇмо розчиненн€ осаду? ѕро €к≥ властивост≥ це св≥дчить? Ќаписати в≥дпов≥дн≥ р≥вн€нн€ реакц≥й.

7.3.  онтрольн≥ запитанн€

1. ¬одень, його значенн€ €к найпоширен≥шого елемента ¬сесв≥ту. ќсновн≥ способи добуванн€ водню, його ф≥зичн≥ та х≥м≥чн≥ властивост≥.
2. «ак≥нчити р≥вн€нн€ реакц≥й, вказати умови њх проведенн€, €кщо вони в≥др≥зн€ютьс€ в≥д звичайних (нагр≥ванн€, катал≥затори, тиск ≥ т.≥н.): Na + H2O Ѓ Ca(HCO3)2 Ѓ H2S + I2 Ѓ Na2O2 + CO2 Ѓ
3. Ћужн≥ та лужноземельн≥ метали. Ќатр≥й ≥ кал≥й €к важлив≥ елементи ірунту та б≥олог≥чно активн≥ елементи. јтомн≥ характеристики, поширен≥сть, ф≥зичн≥ та х≥м≥чн≥ властивост≥.  ал≥йн≥ добрива, њх основн≥ форми.
4. «ак≥нчити р≥вн€нн€ реакц≥й, вказати умови њх проведенн€, €кщо вони в≥др≥зн€ютьс€ в≥д звичайних (нагр≥ванн€, катал≥затори, тиск ≥ т.≥н.): P + H2SO4(конц) Ѓ CaH2 + H2O Ѓ H2S + I2 Ѓ K + O2 Ѓ
5. «агальна характеристика s-елемент≥в. ћагн≥й ≥  альц≥й, атомн≥ характеристики, поширен≥сть, ф≥зичн≥ та х≥м≥чн≥ властивост≥.

ЋјЅќ–ј“ќ–Ќј –ќЅќ“ј є 8

’≤ћ≤я –-≈Ћ≈ћ≈Ќ“≤¬. ’≤ћ≤„Ќ≤ ¬Ћј—“»¬ќ—“≤ —ѕќЋ” 

 ј–ЅќЌ”, Ќ≤“–ќ√≈Ќ” “ј ‘ќ—‘ќ–”

“еоретична частина

 арбон знаходитьс€ в IVј-груп≥ пер≥одичноњ системи елемент≥в. ≈лектронна формула: 1s22s22p2. ” нормальному стан≥ маЇ ступ≥нь окисненн€ +2, у збудженому стан≥ Ц +4.

¬углець Ц це складова частина нафти, природного газу, камТ€ного вуг≥лл€. ¬≥н зустр≥чаЇтьс€ в природ≥ у вигл€д≥ сполук та у в≥льному стан≥. ≤снують чотири алотроп≥чн≥ модиф≥кац≥≥  арбону: алмаз, граф≥т, карб≥н ≥ пол≥кумулен.

” в≥льному стан≥  арбон х≥м≥чно неактивний; в≥н вступаЇ в реак≠ц≥ю лише з дуже енерг≥йними окисниками. ѕри нагр≥ванн≥ х≥м≥ч≠на активн≥сть  арбону зростаЇ. « металами та неметалами  арбон реагуЇ лише при високих температурах:

Ca + 2C CaC2 4Al + 3C Al4C3 — + S2 Ѓ CS2 C + 2H2 CH4 C + O2 CO2 2C + O2 2CO C + H2O CO + H2↑ C + ZnO CO↑ + Zn

√оловними оксигеновм≥сними сполуками  арбону Ї оксиди —ќ (чадний газ) ≥ —ќ2 (вуглекислий газ). „адний газутворюЇтьс€ при спалюванн≥ вуглецю або його сполук при нестач≥ кисню, а також внасл≥док взаЇмод≥њ карбон(IV) оксиду з розжареним вуг≥лл€м:

2— + ќ2 Ѓ 2—ќ,

—ќ2 + — Ѓ 2—ќ.

” лабораторних умовах —ќ добувають ≥з форм≥атноњ кислоти д≥Їю на нењ концентрованою сульфатною кислотою при нагр≥ванн≥ до 373  :

.

—ќ маЇ сильн≥ в≥дновн≥ властивост≥; при нагр≥ванн≥ здатний в≥днов-лювати де€к≥ метали з њх оксид≥в:

CO + 3Fe2O3 Ѓ CO2 + 2Fe3ќ4;

—ќ + Fe3ќ4 Ѓ —ќ2 + 3FeO;

CO + FeO Ѓ CO2 + Fe.

¬углекислий газ у промисловост≥ одержують при обпалюванн≥ вапн€ку:

CaCO3 Ѓ CaO + CO2≠,

а в лабораторних умовах Ц при д≥њ на мармур хлоридноњ кислоти:

—aCO3 + 2HCl Ѓ CO2≠ + H2O + CaCl2.

—ќ2Ц кислотний оксид, €кий взаЇмод≥Ї з водою, основними оксидами, лугами та амон≥аком:

—ќ2 + Ќ2ќ Ќ2—ќ3

—ќ2 + —аќ Ѓ —а—ќ3

—ќ2 + 2 ќЌ Ѓ  2—ќ3 + Ќ2ќ

—O2 + 2NH3 Ѓ CO(NH2)2 + H2O.

ѕри розчиненн≥ у вод≥ —ќ2 утворюЇтьс€ нест≥йку слабку карбонатну кислоту H2CO3, у розчин≥ €коњ встановлюЇтьс€ р≥вновага:

CO2 + Ќ2ќ H2CO3

як двохосновна кислота вона утворюЇ середн≥ (карбонати) та кисл≥ (г≥дрогенкарбонати) сол≥.  арбонати ≥ г≥дрогенкарбонати терм≥чно нест≥йк≥. ѕри нагр≥ванн≥ г≥дрогенкарбонати переход€ть у карбонати:

2KHCO3 K2CO3 + H2O + CO2≠.

Cол≥ карбонатноњ кислоти можуть бути отриман≥ при д≥њ на CO2 луг≥в або за допомогою наступних обм≥нних реакц≥й:

 ќЌ + CO2 Ѓ  Ќ—ќ3;

 Ќ—ќ3 +  ќЌ Ѓ  2—ќ3 + Ќ2ќ;

¬аCl2 + Na2CO3 Ѓ BaCO3 ¯ + 2NaCl.

 арбонати дуже легко розкладаютьс€ п≥д д≥Їю м≥неральних та слабких орган≥чних кислот

CaCO3 + 2CH3COOH Ѓ Ca(CH3COO)2 + CO2≠ + H2O.

”с≥ сол≥ карбонатноњ кислоти, окр≥м солей лужних метал≥в, амон≥ю та де€ких кислих солей, погано розчин€ютьс€ у вод≥.

” с≥льському господарств≥ ≥з сполук  арбону використовуЇтьс€ дл€ вапнуванн€ кислих грунт≥в вапн€к —aCO3; у рослинництв≥ застосовують €к ≥нсектицид проти ф≥локсери та де€ких комах кал≥й т≥окарбонат  2CS3.

Ќ≥троген та ‘осфор Ї елементами Vј групи пер≥одичноњ системи. Ќа зовн≥шньому енергетичному р≥вн≥ атом≥в цих елемент≥в знаход€тьс€ пТ€ть електрон≥в s2p3, ≥з них три р-електрона. “ому в звичайному стан≥ вони мають валентн≥сть, €ка дор≥внюЇ трьом. —туп≥нь окисненн€ Ќ≥трогену в його сполуках зм≥нюЇтьс€ в широких межах: в≥д -3 до +5:

-3 -2   +1 +2 +3 +4 +5
NH3, NH4+ NH2Ц NH2 N2 N2O NO N2O3 HNO2 NO2 N2O4 N2O5 HNO3

¬насл≥док м≥цност≥ молекули азот х≥м≥чно малоактивний, при к≥мнатн≥й температур≥ реагуЇ лише з л≥т≥Їм, утворюючи л≥т≥й н≥трид:

6Li + N2 → 2Li3N

ѕри високих температурах ≥ в присутност≥ катал≥затор≥в Ќ≥троген взаЇмод≥Ї з неметалами (киснем, вуглецем, бором, кремн≥Їм), досить легко сполучаЇтьс€ з де€кими металами (Mg, Ca, Ti) з утворенн€м н≥трид≥в:

« неметалами: N2 + O2 2NO↑ 2¬ + N2 2BN 3Si + 2N2 Si3N4 « металами: N2 + 3Mg → Mg3N2 N2 + 3Ca → Ca3N2

¬заЇмод≥Їю азоту з воднем при п≥двищених температур≥ та тиску (“ = 450-500∞—, – = 30 мѕа) в присутност≥ зал≥зного катал≥затора в промисловост≥ синтезують амон≥ак:

N2 + 3H2 2NH3

” лаборатор≥њ амон≥ак отримують нагр≥ванн€м сум≥ш≥ амон≥й хлориду з кальц≥й г≥дроксидом:

2NH4Cl + Ca(OH)2 → 2NH3↑ + 2H2O + CaCl2

” х≥м≥чному в≥дношенн≥ амон≥ак довол≥ активний ≥ ви€вл€Ї лише в≥дновн≥ властивост≥:

4 NH3 + O2 4NO + 6H2O 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O NH3 + —а → —аNЌ + H2 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

јмон≥ак легко розчин€Їтьс€ у вод≥ з утворенн€м амон≥й г≥дроксиду Ц слабкоњ основи:

NH3 + H2O NH4OH

« ан≥онами кислот ≥он амон≥ю утворюЇ тверд≥ кристал≥чн≥ добре розчинн≥ речовини Ц сол≥ амон≥ю:

NH4OH + Ќ2SO4 → (NH4)2SO4 + 2H2O

2NH3 (надл.) + H3PO4 → (NH4)3–ќ4

NH3 + H2O + CO2 → NH4HCO3

—ух≥ амон≥йн≥ сол≥ при нагр≥ванн≥ розкладаютьс€ на амон≥ак та кислоту (цей процес називаЇтьс€ терм≥чною дисоц≥ац≥Їю):

NH4Cl → NH3 + HCl

« ќксигеном Ќ≥троген утворюЇ р€д оксид≥в: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. Ќ≥троген (III) оксид Ц кислотний оксид, €кий легко поглина-Їтьс€ лугами утворюючи н≥трити:

N2O3 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O

ƒ≥Їю на н≥трити розведеною сульфатною кислотою утворюють н≥тритну кислоту:

2NaNO2 + H2SO4 → 2HNO2 + Na2SO4

Ќ≥тритна кислота HNO2 Ц кислота середньоњ сили, €ка ≥снуЇ лише в дуже розведених водних розчинах. ѕри нагр≥ванн≥ ц€ кислота розклада-Їтьс€:

2HNO2 NO2 + NO + H2O.

Ќ≥тритна кислота ≥ њњ сол≥ н≥трити мають окисно-в≥дновн≥ властивост≥, Ќ≥трити довол≥ ст≥йк≥ ≥ добре розчинн≥ у вод≥.

Ќ≥троген (V) оксид N2O5 маЇ сильн≥ окисн≥ властивост≥. ѕри розчиненн≥ у вод≥ в≥н утворюЇ сильну н≥тратну кислоту:

N2O5 + Ќ2ќ Ѓ 2HNO3.

” водному розчин≥ н≥тратна кислота дисоц≥юЇ майже повн≥стю:

HNќ3 → H+ + Nќ3-

¬она реагуЇ з оксидами та г≥дроксидами, з сол€ми ≥ неметалами:

2HNO3 + CaO → Ca(NO3)2 + H2O

2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O

2HNO3 + Ca—O3 → Ca(NO3)2 + H2O + —ќ2

5HNO3 + – → Ќ3–ќ4 + 5NO2↑ + H2O

6HNO3 + S → 6NO2↑ + Ќ24 + 2H2O

4HNO3 + 3C → 4NO + 3CO2 + 2H2O

ѕри взаЇмод≥њ н≥тратноњ кислоти з металами утворюЇтьс€ с≥ль; водень, €к правило, не вид≥л€Їтьс€: в≥н окиснюЇтьс€, утворюючи воду.  ислота в залежност≥ в≥д њњ концентрац≥њ та активност≥ металу, може в≥дновлюватись до сполук:

HNO3 → NO2 → HNO2 → NO → N2O → N2 → NH3(NH4NO3).

Ќ≥троген Ц один ≥з х≥м≥чних елемент≥в-органоген≥в, необх≥дних дл€ росту ≥ життЇд≥€льност≥ рослин. Ќезважаючи на те, що пов≥тр€ м≥стить 79% азоту, ≥снуЇ досить серйозна проблема його нестач≥ у грунт≥, внасл≥док €коњ спостер≥гаЇтьс€ затримка росту, ненормальний розвиток та ≥нш≥ хвороби рослин. ћолекули орган≥чних речовин, що м≥ст€ть азот, ви€вл€ють функц≥ональну активн≥сть по в≥дношенню до безл≥ч≥ реакц≥й живоњ кл≥тини, а також структуроутворюючу здатн≥сть.

—ол≥ н≥тратноњ кислоти (н≥трати) використовуютьс€ у с≥льському господарств≥ €к добрива. Ќ≥трати кальц≥ю, кал≥ю, амон≥ю та кальц≥ю називають сел≥трами.

‘осфор належить до поширених у природ≥ х≥м≥чних елемент≥в. ¬≥н входить до складу б≥лк≥в, тому без нього не можуть ≥снувати жив≥ орган≥зми. ¬ рослинах в≥н зосереджений у плодах та нас≥нн≥. ¬насл≥док своЇњ високоњ х≥м≥чноњ активност≥ у в≥льному стан≥ не зустр≥чаЇтьс€. ” звТ€зку з тим, що ‘осфор у природних сполуках знаходитьс€ в найвищому ступен≥ окисненн€ (+5), дл€ одержанн€ у в≥льному стан≥ його необх≥дно в≥дновити. ” рол≥ в≥дновника використовують вуглець:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 3CaSiO2 + 2P + 5CO↑

‘осфор утворюЇ дек≥лька алотропних модиф≥кац≥й, найважлив≥ш≥ з них: б≥лий (отрута), червоний ≥ чорний фосфор.

ѕри взаЇмод≥њ з металами ви€вл€Ї окисн≥ властивост≥:

3Ca + 2– → —a3P2

¬ реакц≥€х з активними неметалами (киснем, галогенами, с≥ркою) ‘осфор виступаЇ €к в≥дновник.

4– + 5ќ2 2–2ќ5 2– + 5—l2 → 2PCl5 2– + 3S → P2S3 4– + 3ќ2 2–2ќ3 2– + 3—l2 → 2PCl3 2– + 5S → P2S5

« воднем фосфор безпосередньо не взаЇмод≥Ї, але утворюЇ летку при звичайн≥й температур≥ сполуку Ц фосф≥н PH3. ÷е безбарвний, отруйний газ. «а аналог≥Їю з амон≥аком в≥н взаЇмод≥Ї з сильними кислотами, утворюючи сол≥ фосфон≥ю:

PH3 + HClO4 → PH4ClO4

‘осф≥н Ц сильник в≥дновник. Ќа пов≥тр≥ окиснюЇтьс€ до ортофосфатноњ кислоти:

PH3 + 2ќ2 → Ќ3–ќ4

‘осфор утворюЇ з киснем р€д оксид≥в, серед €ких головними Ї –2ќ3 ≥ –2ќ5. ‘осфор (III) оксид –2ќ3 Ц кислотний оксид, €кий при взаЇмод≥њ з водою утворюЇ фосф≥тну кислоту:

2ќ3 + Ќ2ќ → 2Ќ3–ќ3

‘осф≥тна кислота Ц кислота середньоњ сили, що маЇ окисно-в≥дновн≥ властивост≥:

Ќ3–ќ3 + 3Zn + 3H2SO4 → –H3 + 3ZnSO4 + 3H2O

Ќ3–ќ3 + Cl2 + H2O → Ќ3–ќ4 + 2HCl

‘осф≥тна кислота утворюЇ два типи солей Ц кисл≥ (г≥дрогенфосф≥ти) та середн≥ (фосф≥ти). Ѕ≥льш≥сть солей фосф≥тноњ кислоти нерозчинн≥ у вод≥.

‘осфор (V) оксид –2ќ5 одержують при повному згор€нн≥ фосфору у присутност≥ пов≥тр€ або кисню:

4P + 5O2 → 2–2ќ5

2ќ5 Ц у х≥м≥чному в≥дношенн≥ кислотний оксид, це типовий анг≥дрид групи фосфорних кислот:

2ќ5 + Ќ2ќ → 2Ќ–ќ3 Ц метафосфатна кислота

2ќ5 + 2Ќ2ќ → Ќ42ќ7 Ц дифосфатна кислота

2ќ5 + 3Ќ2ќ → 2Ќ3–ќ4 Ц ортофосфатна кислота

Ќайважлив≥шою з ус≥х кислот фосфору Ї ортофосфатна кислота Ц кислота середньоњ сили:

Ќ3–ќ4 + 3—аќ → —а3(–ќ4)2 + 3Ќ2ќ

Ќ3–ќ4 +  ќЌ →  Ќ2–ќ4 + Ќ2ќ

Ќ3–ќ4 + 2 ќЌ →  2Ќ–ќ4 + 2Ќ2ќ

Ќ3–ќ4 + 3 ќЌ →  3–ќ4 + 3Ќ2ќ

3—а—ќ3 + 2Ќ3–ќ4 → —а3(–ќ4)2 + 3Ќ2ќ + 3—ќ2

‘осфор належить до елемент≥в-органоген≥в ≥ в≥д≥граЇ дуже важливу роль у обм≥н≥ речовин. ¬≥н входить до складу протоплазми живоњ кл≥тини, хро≠мосом, в≥там≥н≥в, фермент≥в; бере участь в утворенн≥ б≥лк≥в та вуглевод≥в у рослинних орган≥змах.

” с≥льському господарств≥ щироко застосовуютьс€ фосфорн≥ добрива, найголовн≥шими ≥з €ких €ких Ї наступн≥:

CaSO4 + Ca(H2PO4)2 Ц проcтий суперфосфат

Ca(H2PO4)2 Ц подв≥йний суперфосфат

(NH4)2HPO4 + NH4H2PO4 Ц aмофос

CaHPO4 × 2H2O Ц прецип≥тат

≈кспериментальна частина

ƒосл≥д 8.2.1. ќдержанн€ ≥ властивост≥ солей карбонатноњ кислоти

8.2.1.1. ¬ластивост≥ карбонат≥в лужноземельних метал≥в

¬з€ти три проб≥рки. ¬ першу внести 4-5 крапель розчину сол≥ кальц≥й хлориду, в другу 4-5 крапель розчину сол≥ бар≥й хлориду, в третю Ц 4-5 крапель розчину сол≥ стронц≥й хлориду. ¬ кожну додати такий самий обТЇм розчину натр≥й карбонату. —постер≥гати випад≥нн€ осад≥в в≥дпов≥дних карбонат≥в. ƒодати розчин ацетатноњ кислоти в проб≥рки з осадами. ўо спостер≥гаЇтьс€? Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥й.

8.2.1.2. √≥дрол≥з натр≥й карбонату та г≥дрокарбонату

” дв≥ проб≥рки внести по 5-6 крапель дистильованоњ води ≥ по 2-3 крапл≥ розчину фенолфталењну. ѕот≥м в одну проб≥рку внести дек≥лька кристал≥в сол≥ Na2CO3, в другу Ц NaЌCO3. „и в обох проб≥рках в≥дбуваЇтьс€ г≥дрол≥з при звичайн≥й температур≥? —постер≥гати зм≥ну кольору ≥ндикатору. —класти р≥вн€нн€ реакц≥й г≥дрол≥зу вз€тих солей.

ƒосл≥д 8.2.2. √≥дрол≥з солей амон≥ю

Ќалити в одну проб≥рку розчин амон≥й хлориду, в ≥ншу Ц розчин амон≥й сульфату ≥ за допомогою лакмусу встановити реакц≥ю середовища. Ќаписати р≥вн€нн€ г≥дрол≥зу. яка з солей амон≥ю (хлоридна чи сульфатна) б≥льшою м≥рою п≥ддаЇтьс€ г≥дрол≥зу? „ому?

ƒосл≥д 8.2.3. ¬ластивост≥ н≥тратноњ кислоти та њњ солей

8.2.3.1. ” проб≥рку трохи налити концентрованого розчину натр≥й н≥триту ≥ долити розведену сульфатну кислоту, пот≥м охолодити. ¬изначити зм≥ну забарвленн€. Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥њ.

8.2.3.2. ” проб≥рку налити трохи розчину кал≥й дихромату ≥ розведеноњ сульфатноњ кислоти. ƒодати в розчин натр≥й н≥триту. “рохи нагр≥ти. —постер≥гати зм≥ну забарвленн€. —класти р≥вн€нн€ реакц≥й.

8.2.4. √≥дрол≥з солей ортофосфатноњ кислоти

” три проб≥рки налити по 1-1,5 мл дистильованоњ води. –озчинити дек≥лька кристалик≥в: у перш≥й проб≥рц≥ Ц натр≥й фосфату, у друг≥й Ц г≥дрофосфату, у трет≥й Ц диг≥дрофосфату. «а допомогою ун≥версальних ≥ндикаторних пап≥рц≥в вим≥р€ти рЌ розчин≥в у кожн≥й проб≥рц≥. ѕо€снити характер зм≥ни рЌ у вс≥х випадких. Ќаписати в≥дпов≥дн≥ реакц≥њ у молекул€рному та ≥онному вигл€д≥.

8.3.  онтрольн≥ запитанн€

1. «наченн€  арбону в природ≥. Ќеорган≥чн≥ сполуки  арбону. ¬углекислий газ, карбонати, г≥дрокарбонати.  арбон (≤≤) оксид.
2. «наченн€ Ќ≥трогену ≥ ‘осфору €к б≥огенних елемент≥в, њх кругооб≥г у природ≥. Ќ≥тратна кислота, њњ сол≥.
3. «апиш≥ть р≥вн€нн€ реакц≥й, що в≥дпов≥дають ланцюжку перетворень: амон≥ак Ѓ н≥троген (≤≤) оксид Ѓ н≥троген (≤V) оксид Ѓ н≥тратна кислота
4. ’≥м≥€ фосфору. ќксиди фосфору (III) та (V). ‘осфорн≥ кислоти, фосфати. ‘осфорн≥ добрива, виробництво, р≥зновиди та властивост≥.
5. «апиш≥ть р≥вн€нн€ реакц≥й, що в≥дпов≥дають ланцюжку перетворень: фосфор Ѓ фосфор (V) оксид Ѓ ортофосфатна кислота Ѓ кальц≥й диг≥дрогенфосфат
6. ’≥м≥€ Ќ≥трогену, його реакц≥њ з типовими елементами. јзотн≥ добрива.
7. «апиш≥ть р≥вн€нн€ реакц≥й, що в≥дпов≥дають ланцюжку перетворень: азот Ѓ л≥т≥й н≥трид Ѓ ам≥ак Ѓ азот
8. «апиш≥ть р≥вн€нн€ реакц≥й, що в≥дпов≥дають ланцюжку перетворень: фосфор Ѓ цинк фосф≥д Ѓ фосф≥н Ѓ фосфор (V) оксид
9. јм≥ак. ќсновн≥ способи отриманн€, ф≥зичн≥ та х≥м≥чн≥ властивост≥. —ол≥ амон≥ю.

ЋјЅќ–ј“ќ–Ќј –ќЅќ“ј є 9

’≤ћ≤я –-≈Ћ≈ћ≈Ќ“≤¬. ’≤ћ≤„Ќ≤ ¬Ћј—“»¬ќ—“≤ —ѕќЋ” 





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-11-05; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 609 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

Ќачинать всегда стоит с того, что сеет сомнени€. © Ѕорис —тругацкий
==> читать все изречени€...

2122 - | 1893 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.095 с.