Составим пропорцию и найдем объем выделившегося водорода: 74 г Ca(OH)2 → 44,8 л H2;

14,8 г Ca(OH)2 → х л H2.

14,8 × 44,8 = 8,96 л Н2

Отсюда х = 74 Ответ: 8,96 л водорода.

Задача 3. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

KOH → H2 → KH → H2 → HCl → H2 → NH3

↓

CH3OH

Решение:

1. Водород можно получить, действуя на какой-либо амфотерный металл, например, на цинк раствором щелочи:

Zn + 2KOH + 2H2O → K2[Zn(OH)4] + Н2↑. тетрагидроксоцинкат калия

2.При взаимодействии активных металлов (щелочных или щелочноземельных) с водородом образуются гидриды:

2K + H2 → 2KH. гидрид калия

3.Разложением гидридов металлов водой можно получить H2: KH + H2O → KOH + H2↑.

4.При взаимодействии водорода с галогенами образуются гало-

геноводороды:

H2 + Cl2 → 2HCl.

5.Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме HNO3):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑.

6.При взаимодействии водорода с азотом при 350 атм. и 500°С в присутствии нагревании и присутствии катализатора (пористое железо с примесями Al2O3 и К2O) образуется аммиак:

3H2 + N2 ¾¾® 2NH3.

¬¾ ¾

11

7. При взаимодействии водорода с оксидом углерода (II) можно получить метиловый спирт CH3OH:

2H2 + CO ¾70¾атм,¾250¾0 С,¾CuO,¾ZnO¾® СH3OH.

ГЛАВА 1.2. ГАЛОГЕНЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

Галогенами называются р-элементы главной подгруппы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат. Общая электронная формула

Таблица 1.1

Галогены

12

Получение

Фтор получают электролизом расплавов CaF2, KHF2.

Хлор в промышленности получают электролизом водного раствора NaCl.

В лабораторных условиях:

4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O;

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

Бром и иод получаются при пропускании хлора через водные растворы бромидов и иодидов металлов:

KBr + Cl2 → KCl + Br2; KI + Cl2 → KCl + I2.

Химические свойства

Химическая активность ослабевает в ряду F2 → Cl2 → Br2 → I2. 1. Взаимодействие с простыми веществами:

–с металлами

2Na + Cl2 → 2NaCl; 2Al + 3I2 → 2AlI3;

–с неметаллами

H2 + Cl2 → 2HCl; 2Р + 5Br2 → 2РBr5; S + 3Cl2 → SCl6; Хе + 2F2 → ХеF4.

2. Взаимодействие со сложными веществами:

– с водой

F2 + H2O → 2HF + O;

O + F2 → О+2F-2 – фторид кислорода. Другие менее активно, чем фтор

Cl2 + H2O ¾¾® HCl- + HСl+O.

¬¾ ¾

– со щелочами

Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O; 3Cl2 + 6KOH ¾¾t® 5 KCl + KClO3 + 3H2O.

– окислительная способность падает в ряду F2 – Cl2 – Br2 – I2:

13

F2 + 2KCl → Cl2 + 2KF;

Cl2 + 2NaBr → Br2 + 2 NaCl;

Br2 + 2KI → I2 + 2KBr.

Соединения галогенов

1. Бескислородные (галогеноводороды) Получение:

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF↑; H2 + Cl2 → 2HCl↑;

NaCl(тв.) + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑;

Водные растворы – сильные кислоты. Сила кислот возрастает в ряду НF – НСl – HBr – HI.

Химические свойства:

4HF + SiO2 → SiF4↑ + 2H2O; Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑; CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O;

Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O; Na2S+2HCl → H2S↑ + 2NaCl.

2. Кислородсодержащие кислоты и их соли.

HCl+O – хлорноватистая кислота (KСlO – гипохлорит калия); HCl+3O2 – хлористая кислота (KClO2 – хлорит калия);

HCl+5O3 – хлорноватая кислота (KClO3 – хлорат калия (бертолетова соль));

HCl+7O4 – хлорная кислота (KClO4 – перхлорат калия) KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4.

Сила кислот возрастает в ряду HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4 с возрастанием степени окисления хлора. Это связано с тем, что с увеличением числа атомов кислорода повышается положительный заряд

14

хлора и уменьнается его радиус. Вследствие этого усиливается притяжение атомов кислорада и одновременно возрастает взаимное отталкивание протонов с ядром хлора.

Окислительная способность кислот падает в ряду: HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4

NaI– + 3HCl+O → NaI+5O3 + 3HCl–

6NaI– + KCl+5O3 + 3H2SO4 → 3I 02 + KCl– + 3Na2SO4 + 3H2O

Качественные реакции на галогенид-ионы

NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3; белый

KBr + AgNO3 → AgBr↓ + KNO3; светло-желтый

NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3. желтый

Применение

Все галогены используются в органическом синтезе; хлор применяется в стерилизации воды, отбеливания бумаги и тканей, бром и иод

– в медицине.

Задача 1. Весь хлороводород, полученный действием избытка серной кислоты на хлорид калия массой 14,9 г поглотили водой массой 200 г. Определите массовую долю хлороводорода в растворе, если его выход в реакции составил 70 %.

Решение:

Запишем уравнение реакции взаимодействия серной кислоты с

Найдем массу хлороводорода. Для этого составим пропорцию:

15

74,5 г KCl → 36,5 г HCl;

14,9 г KCl → х г HCl.

Отсюда х = 14,9 ×36,5 = 7,3 г .

74,5

Выход хлороводорода в реакции составляет 70%. Следовательно, масса образующегося хлороводорода равна:

η = mпракт. ; mпракт. = η × mтеор.; mтеор.

mHCl = 0,7 × 7,3 = 5,11 г.

При растворении хлороводорода в воде образуется раствор массой:

mр-ра = m Н2О + mHCl = 200 + 5,11 = 205,11 г.

Найдем массовую долю хлороводорода в растворе:

Ответ: ωHCl = 2,5 %.

Задача 2. Как осуществить следующие превращения?

Решение:

1.Хлороводород получают взаимодействием хлора с водородом при УФ-облучении:

Н2 + Сl2 ¾ ¾hν ® 2HCl.

2.Гипохлорит кальция можно получить при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция на холоде:

2Ca(OH)2 + 2Cl 02 → CaCl −2 + Ca(Cl+O)2 + 2H2O. хлорид кальция гипохлорит кальция

16

3.При взаимодействии хлора с металлическим калием образуется хлорид калия:

2K + Cl2¾¾t® 2KCl.

4.При нагревании хлор взаимодействует с железом, образуя хлорид железа (III)

2Fe + 3Cl2 ¾¾t® 2FeCl3.

5.При взаимодействии хлора с гидроксидом калия при нагревании образуется хлорат калия:

3Cl02 + 6KOH ¾¾t® 5KCl– + KCl+5O3 + 3H2O.

Затем происходит разложение хлорноватистой кислоты с выделением атомарного кислорода:

HClО → HCl + O.

Образованием атомарного кислорода объясняется окисляющее и отбеливающее действие хлора в воде.

Задача 3. Применяемая в медицине йодная настойка является 5 %-ным раствором кристаллического йода в этиловом спирте. Какой объём спирта, плотность которого равна 0,8 г/мл, требуется для приготовления 250 г такого раствора?

Решение:

Найдём массу кристаллического йода, необходимого для приготовления 250 г раствора с массовой долей йода 5 %:

mI2 = ωI2 × mр−ра = 0,05 × 250 = 12,5г .

Найдём массу спирта:

17

− mI2 = 250 − 12,5 = 237,5г .

Зная плотность спирта (ρ=0,8 г/мл), найдём его объём:

V = mρ = 237,50,8 = 296,875 мл .

Ответ: Vспирта= 296,875 мл.

ГЛАВА 1.3. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА (ХАЛЬКОГЕНЫ)

Главную подгруппу VI группы составляют халькогены – кислород, сера, селен, теллур, полоний. Это р-элементы (см. табл. 1.2).

Неметаллический характер и окислительная способность халькогенов уменьшается сверху вниз с уменьшением электроотрицательности:

О0 → S0 → Se0 → Te0 → Po0.

Металлические и восстановительные свойства ионов усиливаются сверху вниз с увеличением радиуса атома

О-2 → S-2 → Se-2 → Te-2 → Po-2.

18

Водородные соединения халькогенов – Н2Э. Водные растворы – кислоты Н2S – H2Se – H2Te

сила кислот увеличивается С увеличением порядкового номера элеметна внутри группы рас-

тет расстояние между центрами ядер, т.е. уменьшается сила их взаимного притяжения и увеличивается степень диссоциации, что означает усиление кислотных свойств.

Кислородные соединения ЭО2 и ЭО3. Им соответствуют кислоты (Н2ЭО3 и Н2ЭО4).

Кислород

Кислород 168 O находится в главной подгруппе VI группы.

Степень окисления может быть –2 (СаО–2), –1 (H2O2–) и +2 (О+2F–2). Массовая доля кислорода 47,2 %, в воздухе объемная доля 21 %. Это бесцветный, без запаха газ. Существуют две аллотропные модификации – кислород O2 и озон О3. Кислород проявляет высокую химическую активность (является сильным окислителем).

Химические свойства

1. Взаимодействие с простыми веществами:

–с металлами

2Са + О2 → 2СаО;

2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия);

–с неметаллами

2С + О2 → 2СО С + О2 → СО2.

Не взаимодействует с Br2, Cl2, Au, Рt.

19

2. Взаимодействие со сложными веществами:

–горение сложных веществ

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O; CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O;

–окисление сложных веществ

4NH3 + 5O2 ¾1¾амт,¾800¾-820¾0 С,¾Pt,¾Rh ®4NO + 6H2O;

– неполное окисление органических веществ

CH3 – C – Н + [O] → CH3 – C – ОН.

Получение

Влаборатории кислород получают разложением солей или пероксидов:

2KMnO4 ¾¾t® K2MnO4 + MnO2 + O2↑; 2KСlO3 → 2KCl + 3O2↑;

2KNO3 → 2KNO2 + O2↑; 2Na2O2 + 2H2O → 4NaOH + O2↑.

Впромышленности – перегонкой сжиженного воздуха.

Применение

В процессах жизнедеятельности, в медицине, в металлургии (выплавка чугуна, стали), в сварке, при резании металлов, окислитель ракетных топлив, для синтеза веществ и др.

Задача 1. При полном разложении 56,1 г смеси КСlO3 и KMnO4 образовалось 8,96 л кислорода. Определите состав исходной смеси в процентах (по массе).

Решение: 1 способ

Запишем уравнение реакции разложения КСlO3 и KMnO4: 2КСlO3 ¾¾t® 2KCl + 3O2↑

20