Кочкаров Ж.А. Химия в уранениях реакций
.pdfХимия в уравнениях реакций
♦ Из концентрированной серной кислоты и перманганата калия: 6KMn0 4+ 9H2S04 = 6MnS04 + ЗК^О,, + 9Н20 + 50,:
Мп+7+5ё = Мп+2 |
16 |
ЗО-2- 6 ё = 0 3 |
15 или |
Мп+7 +5 е = Мп+2 |
16 |
0 -2_ б ё = 0 +4 |
15 |
♦ Действием концентрированной азотной кислоты на персуль фат аммония:
3(NH4)2S20 8 + 6HN03 + 3H20 = 6H2S04 + 6NH4N 03 + 0 3:
персульфат |
|
S .0 2“+2e = 2 S 0 2_ |
13 |
3 0 2- 6 ё = 0 3 |
11 |
♦При окислении влажного белого фосфора килородом воздуха:
1)Р 46еяЫ*+ 12 0 2 = Р40 6+ 6 0 3
2)5Р4О6 + 5О2 = 4Р5О10
♦Электролизом 50%-ной серной кислоты:
1)H2S04 = HS04 + Н+ (диссоциация),
2)электродные процессы:
катод: 2Н+ + Те = Н2
анод: 2HS04 - Т е = H2S20 8
надсерная
3) H2s 20 8 + 2Н20 = 2H2S0 4 + н 20 + О; 4 )0 + 0 2= 0 3.
Окислительно-восстановительные свойства
Озон очень сильный окислитель за счет атомной частицы кис
лорода 0 +4: |
|
0 +4 + 2е = 0 +2,0 +4+ 4в = О0,0 +4+ 6е = О 2 |
(1) |
Но он может проявлять и восстановительные свойства за счет |
|
атомных частиц кислорода О-2: |
|
20"2- Ае ~ 0 2, или О-2- Те = О0 |
(2) |
Ниже представлены следующие возможные электронные схе мы внутримолекулярного окисления-восстановления и восстанов ления озона:
I I
Схема 1: 20~2 + 0 +4 + 2 е = 0 ° + Р~2, внутримолекулярная ОВР
20
Глава I. Химия элементов и их соединений
I--------------------- |
|
1 |
Схема 2: 20 2 + 0 +4- 2е |
= 0 ° + 0 +2, внутримолекулярная ОВР |
|
0 3 ■“ |
|
' |
I--------------------- |
|
1 |
Схема 3: 20~2 + Р +4= 0 2°+ О0, внутримолекулярная |
||
0 3 |
|
конмутация |
I |
|
I |
Схема 4: 20 2+ 0 +4+ 6е |
= 30 2, проявляет только окисли |
|
|
|
тельные свойства |
i------------------- |
1 |
|
Схема 5: 20 2 + 0 +4+ 2е |
= 2 0 2 + 0 +3, проявляет только окис |
|
|
|
лительные свойства. |
Как уже было отмечено, озон — сильный окислитель за счет атомной частицы кислорода 0 +4, который в соответствии с полуреакцией (1) и схемой (3) дает атомарный кислород:
о 3= о 2°+о°
0 +4+ 4е |
= О0 |
II |
20~2- 4 ё |
= 0 2 |
II |
Поэтому большинство окислительно-восстановительных реак ций с участием озона можно представить как реакцию с атомарным кислородом, проявляющим сильные окислительные свойства в соот ветствии с полуреакцией 0°+ 2е = О-2, в связи с чем схемы (3) и (1) можно считать сопряженными, т. е. вначале реализуется схема (3), а затем схема (1).
NH3 (г) + 4 0 3 (г) + КОН = KN03 + 2Н20 + 4 0 2Т:
№3- 8ё = № 5 |
Г |
|
1 |
20“2 + 0 +4+ 2ё = 0 2°+ О-2 |
4, схема 1 |
||
Или можно записать: |
|
|
|
N '3- 8е = N +5 |
|
1 |
|
0 3 + 2 е = 0 2° + 0 -2 |
|
4 |
|
Реакция обнаружения озона в воздухе по посинению лакмусовой бумажки, смоченной водным раствором KI, в присутствии крахмала:
2К1ф)ю6+ 0 3 + Н20 = 2К0Н + 121 + 0 2:
21 - 2е = 1“ |
1 |
0 3 + 2 с = 0 2° + 0-2 |
1, схема 1 |
Синяя окраска йодокрахмальной бумаги постепенно исчезает, поскольку между йодом и щелочью протекает реакция:
3I2+ 6КОН = KI03+ 5KI + зн2о.
21
Химия в уравнениях реакций
В избытке озона свободный йод окисляется, при этом протека
ют следующие реакции: |
|
|
|
|
||
|
|
12+ 503+ Н20 = 2НЮ3+ 502: |
||||
12° - |
10ё = 2Г5 |
|
II |
|
|
|
0 3+ 2 ё = 0 °+ О 2 |
|
I 5, схема 1 |
|
|||
Следовательно, в избытке озона протекает реакция: |
||||||
|
|
Ы ^ + З О з ^ К Ю з + ЗО, |
||||
MnCl, + О, + ЗН,0 = Мп(ОН) 41 + 2НС1 + О, (реакция на озон): |
||||||
Мп+2- 2 ё = М п +4 |
|
II |
|
|
||
0 3+ 2 ё = 0 °+ О 2 |
|
11, схема 1 |
|
|||
2K4[Fe(CN)6] + Н20 |
+ 0 3 = 2K3[Fe(CN)6] + 2КОН + 0 2: |
|||||
|
желтый |
|
|
|
красно-коричневый |
|
Fe+2 + 1 ё = Fe+3 |
12 |
|
|
|||
Оэ+ 2 ё = 0 ,°+0~2 |
l l |
|
|
|||
Предлагаем аналогичным образом проанализировать представ |
||||||
ленные реакции: |
|
|
|
|
|
|
|
МпО, (т) + Оэ (r)+ 2NaOH = Na2M n04+11,0 + 0,: |
|||||
М п ^ -г ё = Мп+« |
I 1 |
|
|
|||
0 3+ 2ё = О, + О-2 |
I |
1, схема 1 |
|
|||
4MnS04(p)+ 4 0 3(r)+ 12КОН = 4КМп04+ 4K2S04 + 6Н20 + О,: |
||||||
Мп+2-5 ё = М п + 7 |
12 |
|
|
|||
Оэ+ 2 е = 0 , + О-2 |
I 5, схема 1 |
|
||||
2СгС13(р)+ З 0 3(г)+ ЮКОН = 2К,СЮ4+ 6КС1 + 5Н ,0 + 30,: |
||||||
Сг+3-3 ё = Сг*6 |
12 |
|
|
|||
0 3+ 2 ё = 0 ”+ 0 “2 |
1з, схема 1 |
|
||||
0 3(r)+ Pb(N03)2(p)+ Н ,0 = РЬО,4 + О, + 2HN03, схема 1 |
||||||
О,. |
+ 3SnCL |
Л 6НС1 |
= 3SnCl4+ ЗН,0: |
|||
3 (г) |
2(р) |
|
I |
(р) |
4 |
2 |
Sn+2- 2 e =Sn+4 |
3 |
|
|
|||
0 3+ 6 ё = ЗО 2 |
I |
1, схема 1 |
|
|||
|
|
4 0 3(r)+ PbS(T)= PbS04i |
+ 40,: |
|||
S-2- |
8 ё = S*6 |
|
II |
|
|
|
0 3 + 2 ё = 0 °+ О 2 |
I4, |
схема 1 |
|
|||
4 0 3(г)+4КОН(т)= 4К 03+ 2 Н ,0 + О,: |
|
|||||
20 2- 4е = 0 2 |
II , |
щелочь окисляется |
||||
0 3+ 1 ё = 20 2 + 0 +3 |
|
I 4, 0 3 восстанавливается, схема 5 |
||||
|
озонид-ион |
|
|
|
|
|
22
Глава I. Химия элементов и их соединений
или электронный баланс можно записать так:
40Н" |
- 4ё = 0° + 2Н20 |
I 1, окисление щелочи |
0 3 + |
1 е = Оэ |
I 4, восстановление озона, схема 5. |
Из первой полуреакции видно, что 2 моль щелочи окисляются,
а2 моль щелочи трансформируются в воду.
Сучетом строения озона и озонида электронный баланс можно записать проще:
20 2 - 4 ё = 0° |
|
I I , щелочь окисляется |
|||
0 +4+ 1 ё = 0 +3, 0 3 |
|
I |
4, восстанавливается |
||
или можно записать еще так: |
|||||
20_2- 4 е |
= 0 ° |
|
I |
I, окисление щелочи |
|
0 3 + 1 ё = 0 “ |
|
I |
4, восстановление озона |
||
|
/ +i ° \ |
— озонид-ион |
|||
-20 |
|
О-2 |
|
|
|
2NH3(r)+ 4 0 3(r)= NH4N 0 3+ H20 + 4 0 2 |
|||||
N~3- |
8 e = N +5 |
|
1 |
|
|
0 3+ 2е = 0 "+ О-2 |
I 4, схема 1 |
||||
20,3 + 2HF = OF2...(г)+ 20,2 + Н2,0: |
|||||
0 3- |
2 ё = 0 ° + 0 +2 |
I |
1, схема 2 |
||
0 3+ 2 е = 0° + О 2 |
! |
1, схема 1 |
|||
Доказательством того, что озон все же проявляет одновременно |
|||||
и восстановительные свойства является реакция со фтором: |
|||||
|
|
° 3 ( г ) + |
F 2 ( г ) = |
О Р 2 (г ) + ° 2 : С х е м а 2 |
|
F2+ 2 e = 2 F " |
I I |
|
|||
0 3- 2 е = 0 2° + 0 +2 l l
Таким образом, в соответствии со схемами 4 и 5 озон проявля ет только окислительные свойства, в остальных случаях — окисли тельно-восстановительные .
С этих позиций попробуем проанализировать реакцию
203 30г
Интересно, к какому типу ОВР она относится?
Очевидно, реализуется схема (3). Тогда для прямой реакции можно записать следующий электронный баланс:
0 ^ + 4 6 = 0 ° |
I I |
20~2- 4 ё = 0 2° |
I 1, 0 3<->0 2+ 0 |
или |
|
23
|
|
|
|
|
|
Химия в уравнениях реакций |
|
|
||||||||
20+4+ 8ё = 0 2° |
I |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
20 2- 4 ё |
= 0 ° |
I |
2, 203 <->302 |
|
|
|
|
|
|
|||||||
Таким образом, данная реакция является окислительно-восста |
||||||||||||||||
новительной и относится к внутримолекулярной конмутации. |
||||||||||||||||
Обратная реакция |
302 |
2 0 3 |
|
|
|
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
является межмолекулярной дисмутацией: |
|
|
|
|
||||||||||||
0 ° - 8ё = 20+4 |
I |
1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
0 2 + 4ё = 20~2 |
I |
2, |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
что согласуется с записью реакции в виде: |
|
|
|
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
202+ 02 |
203 |
|
|
|
|
|||
Аналогичным образом проанализируем представленные реакции: |
||||||||||||||||
|
|
NH |
3 (г) |
+ 4 0 ,,,+ КОН = KNO, + 2Н.0 + 40, Т: |
|
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
3 (г) |
|
I I |
|
3 |
|
2 |
2 |
|
||
N-3- 8 ё = N +5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
2 0 2 + 0 +4+ 2 ё = 0 ° + 0~2 |
U |
|
|
|
|
|
|
|||||||||
° 3(,+ 2CuCl2(p)+ 2НС1(р) = 2СиС13+ 0 2+ Н20 |
|
|
||||||||||||||
o 3W+ k c n w = k c n o + o 2 |
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
0 3 (г) + (NH2)2CO(t)= N2 + С 02 + 2Н20 |
|
|
|
|
||||||||||||
4 0 3(г)+ 4МеОН(т)= 4Ме03(т краси)+ 2Н20 |
+ 0 2(Ме - |
К, Rb, Cs), |
||||||||||||||
или 50,,. + 2МеОН |
= 2МеО,, |
|
|
|
+ Н ,0 + 50, (Me — К, Rb, Cs) |
|||||||||||
|
3 (г) |
|
|
(т) |
|
|
3 (т, красн., озониды) |
|
г. |
2 |
v |
- 5 5 / |
||||
0 3 + РЬ(ОН)2 = РЬО (ОН) 2 + о 2 |
|
|
|
|
|
|
||||||||||
4 0 3 (] + MeS( ^ = MeS04+ 4 0 2 (Me = металлы) |
|
|
||||||||||||||
° з (г)Г+ H2S(r)= S i + 0 2+ Н20 |
или 4 0 3(r)+ 3H2S(r)= 3H2S04 |
|||||||||||||||
0 3(r>+ NO(r)= N 02+ 0 2; |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
03(r,+ 2N02(r)=N20 5+ 0 2 |
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
2^3 (r)+ С(т)= C 02 + 20j. |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
2 0 3(r)+ S (T)+ H 20 = H 2S04 |
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
03(r,+ 3S02(r)+3H 20 = 3 H 2S04 |
|
|
|
|
|
|
||||||||||
° 3 (r)+ s o 2(r)= s o 3+ o 2 |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
203(r)+ 2N02(r)+ 2C102(r)=2N 0 C104+ 0 2 |
|
|
||||||||||||||
210^ + o 3 + h 2s o 4 = K2S04 + l2l |
+ o 2t |
|
+ H20 |
|
|
|||||||||||
Me + 0 3 = MeO + 0 2T (Me = кроме Au, Pt, Ir) |
|
|
||||||||||||||
4Ag + 2O3 = 2Ag20 + 202 |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
О |
, |
+ КО |
|
(, |
|
|
|
= к о , |
|
+ о |
2 |
|
|
|
|
|
|
3 (г) |
|
2(т)супероксид |
|
3(т) озонид |
|
|
|
|
|
||||||
4К 03 (т) + 2Н20 = 4К0Н + 502Т
24
3.ХИМИЯ ГАЛОГЕНОВ
ИИХ СОЕДИНЕНИЙ
3.1. ХИМИЯ ХЛОРА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ
Хлор— желто-зеленый газ срезким удушливым запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха; в 1 л воды при 20 °С растворяется 2,5 л хлора с обра зованием хлорной воды, имеет молекулярную кристаллическую ре шетку; проявляет окислительно-восстановительные свойства, сильный окислитель; электронная формула: Is2 \ 2s2p6\ 3s23p\ электронно-гра фическая формула:
3d
Ър |
|
3s T i и |
т |
и |
|
Водный раствор хлора рекомендуется хранить при температу ре выше 9,6 °С во избежание образования твердого хлоргидрата С12 *8Н20 , который закупоривает трубопроводы.
Возможные пути получения
♦ В лаборатории:
4НС1(г)+ 0 2(г)= 2С12Т + 2НгО (430 °С, кат: CuCL,, Сг2Оэ)
Мп02 (т)+ 2НС1(к)+ 2НС1(к)= С12Т + МпС12 + 2Н20 (К. Шееле) 2КМп0 4(р)+ 10НС1(к)ю6+ 6НС1(к)= 2КС1 + 2МпС12+ 8Н20 + 5С12Т
2KMn04(p)+ lOHClJ+ SHjSO, J = 5Cl2t + 2MnS04+ K2S04+ 8H20 |
|||||||
K,Cr,07, ,+ 6HC1. + 8HC1. = 3C1,T + 2KC1 + 2CrCL +7H,0 |
|||||||
2 |
2 |
7 (p) |
(к) |
(k ) |
2 |
3 |
2 |
KC103 (p) + 6HC1(k) = 3Cl2t |
+ KC1 + 3H20 |
|
|
||||
Mn02 |
■+2NaCl(TK+ 2H2S04 |
= C12T + MnS04+N a2S04+ 2H20 |
|||||
K A 0 7(p)+ 6KC1(t)+ 7H2S04M= 3Cl2t + 4 ^ 0 , + |
7H20 + C r/SO ^ |
||||||
♦ |
В промышленности: |
|
|
|
|
||
электролиз концентрированного раствора NaCl с диафрагмой: 2NaCl(K)+ 2Н20 = 2NaOH + С12Т + Н2Т
25
Химия в уравнениях реакций
электролиз расплава NaCl (600 °С, электролит: NaCl + СаС12):
2NaCl. |
= 2Na |
+ С1.Т. |
(расплав) |
(т) |
2 |
Окислительно-восстановительные свойства
♦ Взаимодействует с некоторыми металлами (Си, Al, Zn, Са, Sr, Ва, Sb, Fe, Sn и др., t) с воспламенением:
Cl2(r)+Cu(T)=CuCl2(T) |
|
С12(Г)+ 2Ме(т)= 2KCl(T)(t, Me - ЩМ) |
|
3Cl2(r)+2Fe(T)=2FeCl3(i) |
|
С12 (сухой) + Fe Ф реакция не протекает; |
|
ЗС 1^+ 2Sb(x)= 2SbCl3; 5С12(г)+ 2Sb(T)= 2SbCl5 (огненный дождь) |
|
♦ В растворе НС1 хлор растворяет золото и платину: |
|
ЗС12 |
+ 2Au = 2AuCl3, AuCl3 + НС1 = H [AuClJ |
2C12 |
+ Pt = PtCl4, PtCl4 + 2HC1 = H2[PtCl6] |
♦ Реакции с оксидами металлов (1000 °С, Me = Mg, Fe, Al и |
|
многие другие металлы в присутствии С):
2С1 ,, + 2МеО = 2МеС1,Т + 0 ,Т |
||
2 (г) |
|
2 2 |
2 С 1 + MeO, + 2С = MeCl. + 2COt |
||
2 (г) |
2 |
4 |
С12 (Г) + С, N2(r) 0 2(г) Фреакция не протекает; С12(г)+ Не, Ne, Аг, Кг, Хе Ф реакция не протекает.
♦В темноте при обычных условиях: С12(г) + Н2(г) Ф реакция не протекает.
♦При нагревании или на свету (/*v, со взрывом, температура пламени 2200 °С):
C L ,+ H„ |
=2НС1, |
||
♦ |
2(г) |
2(г) |
(г) |
Горит при комнатной температуре: |
|||
|
ЗС12(Г)+ 2Р(г)= 2РС13. 5С12(г)+ 2Р(г)= 2РС15 |
||
♦ |
Горит в расплаве серы: |
||
Cl2(r)+ S(pacnj])= SCl2Cl2(r)+ 2S(pacnji) = S2C12
♦ Водный раствор хлора на холоду называется хлорной водой (равновесие сильно смещено влево):
С12(г)+ Н 20<->НС1 + НС10
На свету или при незначительном нагревании хлорноватистая кислота распадается:
2С12(г)+ 2Н20 = 4НС1 + 0 2Т (/iv):
1)С12(г)+ Н20 <->НС1 + НСЮ (hv\
2)НСЮ ^^ НС1 + О (hv) или 2НСЮ(р)= 2НС1 + 0 2Т (hv).
26
Глава I. Химия элементов и их соединений
На реакции (2) основано обеззараживание воды хлором — ато марный хлор выступает в качестве сильного окислителя.
♦ На холоду растворяется в растворах щелочей:
CL, Л+ 2КОН, |
=КС1 + КС10 + Н ,0 (жавелевая вода) |
|
1 (г) |
ф) |
|
С12(г)+ 2NaOH(p)= NaCl + NaCIO + Н20 (лабарраковая вода)
CL * + 2Na,CO,, |
+ Н.О = 2NaHCO,+ NaCl + NaCIO |
||
2 (г) |
2 3 (р) |
2 |
3 |
Cl2 (r)+ Na2C 03 (р) + Н20 = NaHC03 + NaCl + НСЮ |
|||
С12 (Гг)+ Na2C 03 (р)= NaCl + NaCIO + C 02T |
|||
2С12(г)+ СаС03(т)+ Н20 |
= СаС12+ 2НС10 + С 02Т |
||
♦При нагревании растворяется в растворах щелочей:
ЗС12( + 6КОН( = 5КС1 + КС103+ ЗН20 (60-70 “С, К. Бергалле) ЗС12(;)+ З ^ С О ^ . ^ 5КС1 + ксю3+ зсо2Т (60-70 °С)
Хлорная или белильная известь (хлорка) — раствор хло ра в известковой воде. Основной компонент хлорки СаОС12 или
[Са(С10)2 + СаС12].
Получение
2С12(г)+ 2Са(ОН)2 = [Са(С10)2+ СаС12] + 2НгО (30 °С) или С12 (г) + Са(ОН)2 (р) = СаОС12 + Н20
С12(г)+ СаО = СаОС12
Химические свойства
СаОС12(т)+ 2НС1(к)= СаС12 + С12Т + Н20 СаОС12(^+ H2S04(k)= CaS0 4l + С12Т + Н20
2СаОС12(т)+ C 02(r)+ Н20 = СаС031 + 2НС10 + СаС12 (на воздухе)
или 2СаОС12(т)+ С 02(г)= СаСОэ4 + С12ОТ + СаС12 (на воздухе) СаОС12 {т)+ Н20 = НСЮ + CaOHCl (гидролиз)
2СаОС12(т)= 2СаС12+ 0 2Т(кат); 6СаОС12(^= 5СаС12+ Са(СЮ3)2 (t)
♦Получение бертолетовой соли КС103 (67 °С):
1)6С12(г)+ 6Са (ОН)2(гор р)= Са (С103)2 + 5СаС12 + 6Н20
2)Са (СЮ3)2 + 2КС1 = 2КСЮ3 + СаС12
3Cl2(r)+ 2NH3(r)=6HCl + N2T; ci2(r)+ c o (r)= c o c i
СОС12+ Н20 = С 02Т + 2НС1 (гидролиз в организме) Cl2(r)+ H 2S(r)=2HCl + S i;
С12(Г)+ s ° 2(r)+ 2Н20 = H2S04 + 2НС1
27
____________________ Химия в уравнениях реакций_____________________
♦ В подгруппе галогенов вышестоящий элемент вытесняет ни жестоящие из растворов солей:
С12 (г) + KF Фреакция не протекает
С12(г)+ 2КВГ(р>=2КС1 + ВГ2 С12(г)не„ + 2К1(р)=2КС1 + 11
Cl2(r)_ K+ 2HI(p)=2HCl + I2i
ЗС12(г)т6ыток + KI(p)+ 3H20 = K I03+ 6HC1 (80 °C) 5С12(г)яз6ытак + I2(I)+ 6H20 = 2HI0 3 + 10HC1;
Cl2 (r)+ Na2S03 (p)+ H 20 = Na2S04+ 2HC1
Хлороводород, хлороводородная (соляная) кислота
НС1 — бесцветный газ, в 1 л воды при °С растворяется 500 л хлороводорода, соляная кислота — бесцветная дымящая на возду хе жидкость, в ряду HF — НС1 — HBr — HI кислотные и восстано вительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.
Возможные пути получения
♦ В промышленности:
н 2 (Г) + С12 (г) = 2НС1(r) (t, освещение)
• В лаборатории при слабом нагревании: NaCl(T)+ H2S04 (к)_ 7(М5%= NaHS04 + H Clt SiCl4 + 3H20 = H2Si03+ 4H C lt (t)
РГ3 + 3H20 = H3P 03 + ЗНГТ (t, Г = Cl, Br, I)
Химические свойства
♦ Реакции с металлами, стоящими в ряду СЭП до водорода:
Me(T,+ 2HC1(p)=MeC12+ H 2J
Fe(T)+2HCl(p)=FeCl2 + H2(r)t
Внимание! В этой реакции FeCl3 не выделяется, так как имеет место реакция: FeCl3 + Н(г)= FeCl2+ НС1 (Н — атомарный водород в момент выделения).
2А1« + 6НС1(р)= 2А1С13+ЗН2(г)Т
♦Реакции с металлами, стоящими в ряду СЭП после водорода: (Hg, Ag, Си, Pt, Аи и др.) + HCl^ к)^ реакция не протекает.
♦Реакции с основными и амфотерными гидроксидами:
NaOH,. + НС1Г = NaCl + R O |
||
(Р) |
(Р) |
2 |
28
Глава I. Химия элементов и их соединений
А1 (ОН)3(т)+ ЗНС1ф)= А1С13+ ЗН20
NH.3 (г).+ HCL(р) = NH4CL(т)
♦ Реакции с основными и амфотерными оксидами: СиО(т)+2НС1ф= СиС12 + Н20 (также с FeO, MgO, СаО, ВаО и др.) Na20 (x)+ 2НС1 (р) = 2NaCl + Н20 (другие оксиды ЩМ)
Fe9О ',+ 6HCL = 2FeCL+ ЗН90 (также с ZnO, ALO„ BeO) *Fe30 4(x)+ m C l ^ FeCl2 + 2FeCl3 + 4H20
*Fe30 4— смешанно-валентный оксид FeO ■Fe20 3 поэтому об разует два ряда солей.
♦ Реакции с солями и растворами солей (сильная кислота вытес няет слабую кислоту из растворов солей, образуется осадок):
Na2C 03(p)ii36 + HCl(p)=NaHCO, + NaCl |
|||
Na2C0 3(p)+ 2HCl(p)ro6= 2NaCl + H20 + C0 2T |
|||
НС1, + NaHCO,. = NaCl + H ,0 + CO,T |
|||
(p) |
3 (p) |
2 |
2 |
H C 1 (p)+ N |
a 2S (p,K36 = |
N a H S + N a C 1 |
|
2HCl(p)„36+N a2S (p) = H2ST + 2NaCl |
|
||
3HC1., . + Na PO |
= Н,РОд + 3NaCl |
|
|
(p) изб |
3 4 |
3 4 |
|
HCl(p) + AgN03 (p) = AgCll + HN03
2H C \,+ Pb (N03)2(p)= PbCl2l + 2HN03
♦ НС1(к) с концентрированной азотной кислотой образует «цар
скую водку»: |
|
|
|
|
3HCL,+ UNO.. |
<->NOCl + 2С1 + 2Н?0, |
|||
(к) |
3(к) |
. = N O t + Cl, |
2 5 |
|
NOC1 |
|
, |
7 |
|
|
нитрозилхлорид (неустойчив) |
|||
*13НС1(к)+ HN03(k)= NOT + ЗС1 + 2Н20 (t) |
||||
^Внимание! Окислительные свойства «царской водки» опре |
||||
деляются образующимся атомарным хлором, который может окис лить даже золото — «царя» металлов:
Au + ЗНС1. |
+ HNO,. |
= NOT + AuCL + 2Н,0 |
||||
НС1Г Л И |
(к) |
|
3(к) |
|
3 |
2 |
2 (г) |
Ф\ |
|
|
|
||
(г, р) |
9 |
|
|
|
||
НС1(г р) + 0 |
2 (г) Фв обычных условиях реакция не протекает |
|||||
4НС1(р)+ 0 |
2(р)<-»2С12Т + 2Н20 |
(кат: СиС12450 °С) |
||||
НС1(г р) + H2S04 (к) Фреакция не протекает
Оксокислоты хлора и их соли
Кроме хлорной НС104, существуют только в разбавленных ра створах; НС10(р) > НВЮ(р) > НЮ(р)амфотерна— кислотные и окислитель ные свойства убывают; НС10(р)> НС102(р)> НС103(р)>> НС104(р)—
29