Получение фосфорной кислоты

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде получается метафосфорная кислота HPO₃, представляющая собой прозрачную стекловидную массу. При разбавлении её водой образуется ортофосфорная кислота H₃PO₄:

При нагревании до 200—250 °C ортофосфорная кислота обезвоживается, и образуется пирофосфорная кислота H₄P₂O₇, в результате дальнейшей дегидратации которой при 400—500 °C вновь образуется метафосфорная кислота:

Из всех фосфорных кислот наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота^[1] (которую часто называют просто фосфорная^[2]). Для её получения используют реакции обмена фосфатов с сильными кислотами или окисление белого фосфора азотной кислотой:

Химические свойства бензола

• Взаимодействие с хлором в присутствии катализатора:

С₆H₆ + Cl₂ -(FeCl₃)→ С₆H₅Cl + HCl образуется хлорбензол

Катализаторы содействуют созданию активной электрофильной частицы путём поляризации между атомами галогена.

Cl-Cl + FeCl₃ → Cl^ઠ-[FeCl₄]^ઠ+

С₆H₆ + Cl^ઠ--Cl^ઠ+ + FeCl₃ → [С₆H₅Cl + FeCl₄] → С₆H₅Cl + FeCl₃ + HCl

В отсутствие катализатора при нагревании или освещении идёт радикальная реакция замещения.

С₆H₆ + 3Cl₂ -(освещение)→ C₆H₆Cl₆ образуется смесь изомеров гексахлорциклогексана видео

• Взаимодействие с бромом (чистый):

С₆H₆ + Br₂ -(FeBr₃ или AlCl₃)→ С₆H₅Br + HBr образуется бромбензол видео

• Взаимодействие с галогенопроизводными алканов (алкилирование бензола, реакция Фриделя-Крафтса):

С₆H₆ + С₂H₅Cl -(AlCl₃)→ С₆H₅С₂H₅ + HCl образуется этилбензол

С₆H₆ + HNO₃ -(H₂SO₄)→ С₆H₅NO₂ + H₂O

Химические свойства алканов

Галогенирование алканов проходит поэтапно — за один этап замещается не более одного атома водорода:

1. CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl (хлорметан)

2. CH₃Cl + Cl₂ → CH₂Cl₂ + HCl (дихлорметан)

3. CH₂Cl₂ + Cl₂ → CHCl₃ + HCl (трихлорметан)

4. CHCl₃ + Cl₂ → CCl₄ + HCl (тетрахлорметан).

Горение CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O + Q

Нитрование RH + HNO₃ → RNO₂ + H₂O.

В общем виде реакцию горения алканов можно записать следующим образом:

С_nН_2n+2 +(1,5n+0,5)O₂ → nCO₂ + (n+1)H₂O.

Могут образовываться спирты, альдегиды, карбоновые кислоты.

При мягком окислении СН₄ в присутствии катализатора кислородом при 200 °C) могут образоваться:

• метиловый спирт: 2СН₄ + О₂ → 2СН₃ОН;

• формальдегид: СН₄ + О₂ → СН₂О + Н₂O;

• муравьиная кислота: 2СН₄ + 3О₂ → 2НСООН + 2Н₂O.

• Дегидрирование

Образование:

1)В углеродном скелете 2 (этан) или 3 (пропан) атома углерода — получение (терминальных) алкенов, так как других в данном случае не может получиться; выделение водорода:

Условия протекания: 400—600 °C, катализаторы — Pt, Ni, Al₂O₃, Cr₂O₃.

а)CH₃-CH₃ → CH₂=CH₂ + H₂ (этан → этен);

б)CH₃-CH₂-CH₃ → CH₂=CH-CH₃ + H₂ (пропан → пропен).

2)В углеродном скелете 4 (бутан, изобутан) или 5 (пентан, 2-метилбутан, неопентан) атомов углерода — получение алкадиенов; выделение водорода:

в)CH₃-CH₂-CH₂-CH₃ → CH₂=CH-CH=CH₂ + 2H₂ (бутан → бутадиен-1,3).

в')CH₃-CH₂-CH₂-CH₃ → CH₂=C=CH-CH₃ + 2H₂ (бутан → бутадиен-1,2) (ЭТО — ОДНА РЕАКЦИЯ!)

3) В углеродном скелете 6 (гексан) и более атомов углерода — получение бензола и его производных:

г) CH₃-CH₂-CH₂-CH₂CH₂-CH₂-CH₂-CH₃ (октан) → П.-ксилол, параллельно М.-ксилол, параллельно этилбензол + 3H₂.

Конверсия метана

В присутствии никелевого катализатора протекает реакция:

CH₄ + H₂O → CO + H₂.

Продукт этой реакции (смесь CO и H₂) называется «синтез-газом».

Химические свойства оксида железа II

С соляной и разбавленной серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑;

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑.

При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа:

2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O.

Оксид железа реагирует с кислотами:

2Fe₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂₃ + 6H₂O.

Гидроксид железа Fe₃ проявляет слабо амфотерные свойства, он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe₃ + 3КОН → K₃.

Соединения железа в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Fe + 2FeCl₃ → 3FeCl₂.

При хранении водных растворов солей железа наблюдается окисление железа до железа:

При взаимодействии ионов Fe и выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури:

4K₄ + 4Fe → 4KFe↓ + 12K.

Реактивом на ионы Fe в растворе может служить гексацианоферрат калия K₃. При взаимодействии ионов Fe и выпадает осадок турнбулевой сини:

3K₃ + 3Fe → 3KFe↓ + 6K.

Интересно, что берлинская лазурь и турнбулева синь — две формы одного и того же вещества, так как в растворе устанавливается равновесие:

KFe ↔ KFe.

Физические свойства кислорода

Твёрдый кислород (температура плавления −218,79 °C) — синие кристаллы. Известны шесть кристаллических фаз, из которых три существуют при давлении в 1 атм.:

• α-О₂ — существует при температуре ниже 23,65 К; ярко-синие кристаллы относятся к моноклинной сингонии, параметры ячейки a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å; β=132,53°^[4].

• β-О₂ — существует в интервале температур от 23,65 до 43,65 К; бледно-синие кристаллы (при повышении давления цвет переходит в розовый) имеют ромбоэдрическую решётку, параметры ячейки a=4,21 Å, α=46,25°^[4].

• γ-О₂ — существует при температурах от 43,65 до 54,21 К; бледно-синие кристаллы имеют кубическую симметрию, период решётки a=6,83 Å^[4].

Ещё три фазы образуются при высоких давлениях:

• δ-О₂ интервал температур 20-240 К и давление 6-8 ГПа, оранжевые кристаллы;

• ε-О₂ давление от 10 и до 96 ГПа, цвет кристаллов от тёмно-красного до чёрного, моноклинная сингония;

• ζ-О₂ давление более 96 ГПа, металлическое состояние с характерным металлическим блеском, при низких температурах переходит в сверхпроводящее состояние.

Химические свойства кислорода

Так, при нагревании кислород взаимодействует с водородом, серой, углеродом, фосфором, образуя воду и оксиды: 2Н2 + О2 = 2Н2О С + O2 = СO2 S + O2 = SO2 4Р + 5О2 = 2Р2О5 С галогенами кислород в реакцию не вступает. Очень активно взаимодействуют с кислородом щелочные и щелочноземельные металлы с образованием оксидов и пероксидов: 4К + О2 = 2К2О ( KO2) Ba + O2 = BaO2 С остальными металлами кислород реагирует при нагревании, выделяя большое количество теплоты и света: 2Mg + O2 = 2MgO Некоторые металлы в обычных условиях окисляются лишь с поверхности, так как образующаяся пленка оксида защищает металл. При повышении температуры окисление ускоряется. Например, в нормальных условиях железо окисляется довольно медленно, а при температуре красного каления ( ~400°C) железные стружки сгорают в кислороде: 3Fe + 2O2 = Fe3O4 В кислороде горят также сложные вещества с образованием соответствующих оксидов: CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Способы устранения временной и постоянной жёсткости воды

При кипячении воды гидрокарбонаты разлагаются с образованием осадка среднего или основного карбоната: Ca(HCO3)2 = СаСО3 ↓+ СО2↑+ Н2О, Mg(HCO3)2 = Мg2 (ОН) 2 СО3↓ +3СО2↑ + Н2О, и жёсткость воды снижается.

временную (карбонатную) жёсткость можно устранить добавлением гашеной извести: Са2+ +2НСО-3 + Са2+ + 2ОН- = 2СаСО3↓+ 2Н2О Mg2+ +2НСО-3 + Са2+ + 4ОН- = Mg(ОН) 2↓+2СаСО3↓+ 2Н2О.

При одновременном добавление извести и соды можно избавиться от карбонатной и некарбонатной жёсткости (известково-содовый способ). Карбонатная жёсткость при этом устраняется известью (см. выше), а некарбонатная – содой: Са2+ + СО2-3 = СаСО3↓ Mg2+ + СО2-3 = Mg СО3 и далее Mg СО3 + Са2+ + 2ОН- = Mg(ОН) 2↓+СаСО3↓

Структурная изомерия

Структурная изомерия — результат различий в химическом строении. К этому типу относят:

Изомерия углеводородной цепи (углеродного скелета)

Изомерия углеродного скелета, обусловленная различным порядком связи атомов углерода. Простейший пример — бутан СН₃—СН₂—СН₂—СН₃ и изобутан (СН₃)₃СН. Другие примеры: антрацен и фенантрен (формулы I и II, соответственно), циклобутан и метилциклопропан (III и IV).

Валентная изомерия

Валентная изомерия — особый вид структурной изомерии, при которой изомеры можно перевести друг в друга лишь за счёт перераспределения связей. Например, валентными изомерами бензола (V) являются бицикло[2.2.0]гекса-2,5-диен (VI, «бензол Дьюара»), призман (VII, «бензал Ладенбурга»), бензвален (VIII)

Изомерия функциональной группы

Различается характером функциональной группы; например, этанол (CH₃—CH₂—OH) и диметиловый эфир (CH₃—O—CH₃).

Изомерия положения

Тип структурной изомерии, характеризующийся различием положения одинаковых функциональных групп или кратных связей при одинаковом углеродном скелете. Пример: 2-хлорбутановая кислота и 4-хлорбутановая кислота.

геометрическая изомерия

π—диастереомерия

π-диастереомеры, называемые также геометрическими изомерами, отличаются друг от друга различным пространственным расположением заместителей относительно плоскости двойной связи (чаще всего С=С и С=N) или цикла. К ним относятся, например, малеиновая и фумаровая кислоты (формулы XIV и XV соответственно), (Е)- и (Z)-бензальдоксимы (XVI и XVII), цис- и транс-1,2-диметилциклопентаны (XVIII и XIX).

Химические свойства оксида хрома(III)

Относится к группе амфотерных оксидов. В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(III):

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O,

Cr₂O₃ + 6H⁺ + 9H₂O → 2[Cr(H₂O)₆]³⁺.

При сплавлении со щелочами и содой даёт растворимые соли Cr³⁺ (в отсутствие окислителей):

Cr₂O₃ + 2KOH → 2KCrO₂ + H₂O,

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂↑.

Поскольку Cr₂O₃ — соединение хрома в промежуточной степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата:

Cr₂O₃ + 3KNO₃ + 2Na₂CO₃ → 2Na₂CrO₄ + 3KNO₂ + 2CO₂↑.,

а сильные восстановители его восстанавливают:

Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr.

Химические свойства гидроксида хрома (III)

Относится к группе амфотерных оксидов. В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(III): Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O, Cr2O3 + 6H+ + 9H2O → 2[Cr(H2O)6]3+. При сплавлении со щелочами и содой даёт растворимые соли Cr3+ (в отсутствие окислителей): Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O, Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2↑. Поскольку Cr2O3 — соединение хрома в промежуточной степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата: Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2↑., а сильные восстановители его восстанавливают: Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr.

Химические свойства ВОДОРОДА

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:

Ca + Н₂ = СаН₂

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

F₂ + H₂ = 2HF

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии

О₂ + 2Н₂ = 2Н₂О

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:

CuO + Н₂ = Cu + Н₂O

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

С галогенами образует галогеноводороды:

F₂ + H₂ → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

Cl₂ + H₂ → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H₂ → CH₄

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

2Na + H₂ → 2NaH

Ca + H₂ → CaH₂

Mg + H₂ → MgH₂

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂↑

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O

WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O

­­­­­­­­­­­­­­

Гидрирование органических соединений

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр. Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр. никель Ренея, палладий на угле).

Производство азотной кислоты

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

4NH₃ + 5O₂ (Pt) → 4NO + 6H₂O

2NO + O₂ → 2NO₂

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃.

Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO₃ + 2(FeSO₄ · 7H₂O) (t°) → Fe₂O₃ + 2K₂SO₄ + 2HNO₃↑ + NO₂↑ + 13H₂O

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

KNO₃ + H₂SO₄(конц.) (t°) → KHSO₄ + HNO₃↑

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

Химические свойства. ГИДРОКСИДА Алюминий — очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу — гидроксид алюминия:

4 Аl + 3 O₂ + 6 Н₂О = 4 Аl(ОН)₃

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

 Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

2 Аl + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃ + 3 Н₂

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 Аl + 6 НСl = 2 AlСl₃ + 3 Н₂

2 Аl + 3 Н₂SO₄ = Аl₂(SO₄)₃ +3 Н₂

Разбавленная азотная кислота на холоду пассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например:

8 Аl + 30 НNО₃ = 8 Аl(NО₃)₃ + 3 N₂О + 15 Н₂О

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий.

 Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными

свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

2 Аl + 6 КОН + 6 Н₂О = 2 К₃[Аl(ОН)₆] + 3 Н₂

 Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

2 Аl + 3 Вr₂ = 2 АlВr₃ (бромид алюминия)

4 Аl + 3 O₂ = 2 Аl₂O₃ (оксид алюминия)

2 Аl + 3 S = Аl₂S₃ (сульфид алюминия)

2 Аl + N₂ = 2 АlN (нитрид алюминия)

4 Аl + 3 С = Аl₄С₃ (карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида алюминия и сероводорода:

Аl₂S₃ + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃ + 3 Н₂S

 Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты:

8 Al + 3 Fе₃О₄ = 9 Fе + 4 Аl₂O₃

Этерификация (от др.-греч. αἰθήρ — эфир и лат. facio — делаю) — реакция образования сложных эфиров при взаимодействии кислот и спиртов:

RCOOH + R’OH ⇔ RCOOR' + Н₂О