Кочкаров Ж.А. Химия в уранениях реакций

Серия «Без репетитора»

Ж. А. Кочкаров

ХИМИЯ В УРАВНЕНИЯХ РЕАКЦИЙ

Учебное пособие

Издание седьмое

Ростов-на-Д он у

фЕ Н И К С

2019

ГЛАВА 1. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

ИИХ СОЕДИНЕНИЙ________

1.ХИМИЯ ВОДОРОДА, ВОДЫ

ИПЕРОКСИДА ВОДОРОДА

1.1. ВОДОРОД

Н2— газ без цвета, запаха и вкуса, мало растворим в воде и в других жидкостях, хорошо растворяется в металлах; элемент кос­ моса. Это самый легкий газ: он в 14,4 раза легче воздуха. Восста­ новительные свойства водорода выражены сильнее, чем окислитель­ ные. Кристаллическая решетка молекулярная; электронная формула: Is1; проявляемые степени окисления— (±1); изотопы с массовыми числами 1 (Н — протий), 2 (D — дейтерий) и 3 (Т — тритий).

Возможные пути получения

♦ В лаборатории:

Zn + 2НС1(20%)= ZnCl2+ Н2Т (в присутствии CuS04).

В ходе реакции Zn + CuS04= Си + ZnS04 происходит образова­ ние гальванической пары Си //Zn, облегчается перекачивание элек­ тронов с металлического цинка-анода на металлическую медь-ка­ тод, что приводит к увеличению скорости реакции.

Fe + H2S04(p)=FeS04+ H2T

2А1(т)+ 2NaOH(p)+ 6Н20 = 2Na[Al(OH)J + ЗНД (упрощенно) Z n J+ 2NaOH(p)+ 2Н20 = Na2[Zn(OH)J + Н2Т

2Н20 = 2Н2Т + 0 2Т (электролиз разбавленных растворов ще­ лочей)

2NaCl(p)+2H20 = H2T + С12Т +2NaOH (электролиз раствора NaCl

сдиафрагмой)

♦В промышленности:

4

Химия в уравнениях реакций

♦ Реакции простого вещества водорода с кислотными и без­ различными оксидами:

C 02(r)+4H 2(r)=CH4(r)+2H 20 (r)(t)

S02(r)+ 3 1 ^ = HjS(r)+21^0 (t; кат: Pd— в темноте и на холоду) иСО(г)+ (2п +1) Н2(г)= СлН2л+2+иН2ОТ (t, синтез Фишера-Тропша) C 0(r)+ 2Н2(г = СН3ОН (р, t, кат: ZnO / Сг20 3)

С 02(г)+ ЗН2(Г)= СН3ОН + н 20 (400 °С, 30 мПа, кат: ZnO + Сг20 3) N20 (r> H 2(r)= N 2(r)+ H 20 (t)

2NO(r)+ 2H2(r)= N2(r)+ 2Н20 (t, используется в очистительных системах)

2N02(r)+ 7H2(r)= 2NH3(r)+ 4Н20(кат: Pt, Ni) Si02(T)+ H2(r)= SiO(r)+ H20 (r)(t >1000 °C)

♦ Реакции простого вещества водорода с оксидами металлов. Водород широко применяется для восстановления металлов из их

оксидов. Восстановление водородом особенно уцобно для получения тонкодисперсных порошков металлов, поскольку реакция протекает при относительно низких температурах и металл не спекается.

Ниже представлен ряд реакционной способности простых ве­ ществ металлов по отношению к простому веществу кислороду и воде, в котором металлы расположены по возрастанию AG0,кДж на едини­ цу степени окисления металла в оксиде (отличается отряда СЭП):

Восстановительные свойства простых веществ металлов в ряду понижаются —>______________________________________________

CaO^MgO^ B a O ^ A i p ^ N ^ ^ ZnO^ Rb^SnO ^ Окислительные свойства оксидов усиливаются —»___________

Восстановительные свойства простых веществ металлов в ряду понижаются —>______________________________________________

Окислительные свойства оксидов усиливаются —»___________

Металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, не могут быть восстановлены водородом из их оксидов при стандартных условиях:

ZnO + Н2 Ф, СаО + Н2 Ф, А \20 3+И 2Ф.

6

Глава I. Химия элементов и их соединений

Что, видимо, объсняется следующими реакциями: Ме + Н2=МеН2

Zn + Н2= ZnH2 (t) или ZnO + 2Н2= ZnH2 + Н20 ZnH2 (т)+ 2Н20 = Zn(OH) 2I + 2Н2 !2ZnO + 2Н2= ZnH2 + Zn(OH) 2I

♦ Реакции взаимодействия простого вещества водорода с ок­ сидами щелочных и щелочноземельных металлов идут по схеме внутримолекулярной дисмутации:

Ме20 (т)+ Н2(г)= МеН + MeOH (Me = Na, К, Rb, Cs) Li20 + H2 Фнет реакции

2МеО + 2Н2 = МеН2 + Ме(ОН)2 (Me = Са, Ва, Sr) MgO + H2*, ВеО + Н2*

♦Реакции с оксидами металлов, расположенных в представ­ ленном ряду правее водорода, идут по схеме восстановления ме­ таллов из их оксидов:

МеО(т)+ Над= М е(т)+ Н2ОТ (t, Me = Fe, Со, Ni, Си) W 03(T)+ 3H2(r)= W w+ 3H2O t (600 °C, также с M o03) СЮ3(т)+ЗН 2=Сг + ЗН20; 2СЮ3(т)+ЗН 2=Сг20 3+ЗН 20

Ме20 7(т)+ 7Над= 7Н20 + 2Ме (t, Me — Mn, Re, Те)

МеО(т) + H2(r)= Me + H20 (t, Me = Си — 300 °C, Hg, Ag, Pd, Au) Sb20 3(T) + 3H2= 2Sb + 3H20 (550 °C)

Bi20 3 + 3H2 = 2Bi + 3H20 (250 °C) Fe20 3 + 3H2= 2Fe + 3H20 (350 °C)

♦Оксиды металлов с переменной валентностью восстанавли­

ваются последовательно, что позволяет, изменяя температуру, дав­ ление и состав реакционной смеси, получать оксиды металлов в более низких степенях окисления:

Pb02+ H 2 = H20 + P b0(t) P b 0 + H 2 = H20 + Pb(t)

Мп02 (т) + Н2 (г) = Н20 + МпО (350 °С), MnO + Н2 (г) = Н20 + Mn (t)

♦ Реакции водорода с некоторыми органическими веществами: C2H4(r)+ Н2(г)= C2H6(r)t (р, t, кат: Ni, гидрирование, восстанов­

ление)

R - C f K W H2(r,= R—CH2 (ОН)(спирт)(кат: Ni, t)

7

Химия в уравнениях реакций

^ СО К(кето„)+ Н2(r)= R СН (ОН) R(irrop спирт) (кат: Ni, восста-

новление)

R—СН = СН2 + H2(r)+ СО = R—СН2СН2СНО (кат.)

♦ Реакции водорода (или атомарного водорода) с галогенидами: Водород при нагревании может восстанавливать галогениды поливалентных металлов в высших степенях окисления до галогенидов металлов в более низких степеняхокисления, а в ряде случа­

ев — и до металлов:

2AgCl + Н2 = 2Ag + 2НС1 (t) 2AgF + Н2 = 2Ag + 2HF (t)

2TiCl4+ H2 = 2TiCl3 + 2HC1 (650 °C, водород в момент выделения) 2TiCl3 + Н2 = 2TiCl2 + 2НС1 (700 °С, водород в момент выделения) VCl4(r)+ н 2 = VC12+ 2НС1, FeCl2+ Над= Fe(T)+ 2HClt (t)

FeCl3+H 2(r)= FeCl2+ 2HC1 (кат: Pd, в темноте и на холоду)’" 2СгС13(т) + Н2 = 2СгС12 + 2НС1 (400-500 °С)

WC16+ Н2= WC14 + 2НС1 (t), 2WC16+ Н2= 2WC15 + 2НС1 (t) SiHCl3+ H2(r)= S il + 3HC1T (t)

2MeCl3 + H^r)= 2MeCl2+ 2HClt (t, Zn + H Clt водород в момент выделения)

2МеС13+ Zn + НС1 = 2МеС12+ 2ZnCl2+ Н2Т (водород в момент выделения)

XeF2(x)+ Н2(г) = Хе + 2HF (t), XeF4(x)+ 2Н2(г)= Хе + 4HF (t) MeS04 + 4Над= MeS + 4H2O t (1000 °С)

*Именно протекание промежуточной реакции

FeCl3+ H (r)=FeCl2+HCl

не позволяет получить FeCl3:

1) Fe + ЗНС1 = FeCl3+ ЗН, 2) FeCl3+ Н = FeCl2+ НС1 XFe + 2HCl = FeCl2+ H 2,

♦ Реакции с солями кислородсодержащих кислот.

Чем выше температура реакции, тем активнее водород. Так при сильном нагревании водород восстанавливает сульфаты до сульфидов:

MeS04(x)+ 4Н2(г)= MeS + 4Н20 (500-550 °С, Me = Са, Sr); 2NH4Tc04(t)+ 7Н2 = 2Тс + 2NH3t + 8Н20 (600 °С); 2NH4Tc04^ = 2ТсОг + N2T + 4H2O t (t)

Тс02(т)+ 2Н2 = Тс + 2H20 t (t)

8

Глава I. Химия элементов и их соединений

2NH4Re04(T)+ 4Н2 = 2Re + N2T + 8H20 t (1000 °С) или 2NH4Re04(') + 7Н2 = 2Re + 2NH3 + 8H20 t (t) 2ICRe04(T)+T7H2 = 2Re + 2KOH+ 6H2OT (t)

Ag2S04J + 5H2 = 2Ag + H2S + H20 (t)

2KMn04 + 10H + 3H2S04 = 2MnS04 + IC2S04 + 8H20 2KMn04 + 5Zn + 8H2S04 = 5ZnS04 + K2S04 + 2MnS04 + 8H20 2Ag3As03+ 2Zn + 9H2S04= 6ZnS04+ 3Ag2S04+ 2AsH3+ 6H20 ♦ Реакции с сульфидами:

PbS(t)+ H 2=Pb + H2s t (600 °C) MoS2+ 2H2 = M ol + 2H2S (800 °C) Tc2S7(t)+ 7H2 = 2Tc + 7H2S t (1100 °C) ♦ Реакции с нитратами:

2MeN03 + H2 (r)= 2Me + 2HN03 (Me = Hg, Ag, Pd, Au)

MeN03 + 2H = MeN02+ H20 (t, Zn + HC1 —>водород в момент выделения)

2AgN03 + 9Н2 = 2Ag + 2NH3 + 6H20

2.Окислительные свойства

Вряду реакционной способности простых веществ металлов по отношению к простому веществу водороду металлы располо­ жены по возрастанию AG °, кДж на единицу степени окисления в гидриде:

♦ Металлы и нитриды металлов, расположенные до водорода, непосредственно взаимодействуют с ним с образованием гидридов:

2Ме + Н2 = 2МеН: 2Na(x) + Н2 (г) = 2NaH (т) (t, Me = Li, К, Rb, Cs);

♦Металлы, стоящие после водорода, с ним непосредственно не взаимодействуют.

♦d- и/-элементы образуют металлические гидриды, ^-элемен­ ты — ковалентные гидриды, s-элементы (кроме Be, Mg и Не) —

ионные (солеобразные гидриды), Be, Mg, Си, Zn, Ag, Cd, In, Au, Hg, T1 — граничные гидриды.

9