Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

теория 2 сем / Teoria (1)

.doc
Скачиваний:
10
Добавлен:
12.10.2019
Размер:
343.55 Кб
Скачать

Общая хар-ка и хим св-ва ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ

Физические свойства

Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.

Низкий потенциал ионизации, который уменьшается с увеличением атомного номера.

Химические свойства

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы Li Na K Rb Cs.

. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды══ ROH щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

3. Реакция с кислородом:

4Li + O2 = 2Li2O(оксид лития)

2Na + O2 = Na2O2(пероксид натрия)

K + O2 = KO2(надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

Получения Na,гидроксидаNa и карбонатаNa в промышленности

В промышленном гидроксид натрия получают электролизом растворов галита (каменная соль NaCl) с одновременным получением водорода и хлора:

2NaCl + 2H2О = H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH

Получение Натрия. Основной промышленный метод получения Натрия - электролиз расплава поваренной соли NaCl, содержащей добавки KCl, NaF, CaCl2 и другие, которые снижают температуру плавления соли до 575-585 °C.или гидроксида натрия. При электролизе расплава NaCl на катоде выделяется натрий:

Na+ + e- = Na а на аноде — хлор: 2Cl – 2e- = Cl2

Получение карбоната натрия

В насыщенный раствор хлорида натрия пропускают эквимолярные количества газообразных аммиака и диоксида углерода, то есть как бы вводят гидрокарбонат аммония NH4HCO3:

NH3 + CO2 + H2O + NaCl → NaHCO3 + NH4Cl

Выпавший остаток малорастворимого гидрокарбоната натрия отфильтровывают и обезвоживают нагреванием до 140—160 °C, при этом он переходит в карбонат натрия:

2NaHCO3 →(t) Na2CO3 + CO2↑ + H2O

Взаимодействие с растворами щелочей а)амфотерных Ме б)неметаллов в)кислотных оксидов г)амфотерных оксидов

А)Zn+2NaOH=(t)Na2ZnO2+H2

Al+2KOH=(t)2KAlO2+H2

Б) 6NaOH + 3Cl2 →(t)5NaCl + NaClO3 + 3H2O

В) CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O

2NaOH + SO3→Na2SO4 + H2O

NaOH + SO3→NaHSO4

Г) 2NaOH + ZnO + H2O →Na2[Zn(OH)4]

ZnO + 2 NaOH => Na2ZnO2 + H2O

Соли Be и Mg,щелочноземельных Ме из растворимость и гидролиз

Растворимость выражается массой соли, которая может быть растворена в 100 г воды

Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе

Соли Be

ВеСО3 = BeO + CO2

ВеСО3 + 2HCl (разб.) = ВеСl + CO2 + Н2О

ВеСО3 + 4HF (конц.) = Н2[ВеF4] + СO2 + Н2О

8Be(NO3)2 = 2[Be4(N03)6O] + 4NO2 + О2

Ве(NО3)2 + 2NaOH (разб.) = Be(OH)2 + 2NaNO3,

BeO + H2SO4 (конц.) = ВеS04 + H2O

BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O

2ВеСО3 + H2O (гор) = Ве2СО3(ОН)2. + СО2

Ba(NO3)2-сильное основание,сильная кислота Гидролиза нет,среда нейтральная.

Соли Mg

Mg + 2HCl (разб) = MgCl2 + H2

2MgO + CS2 = 2MgS + CO2

MgCO3+2HCl (р) = MgCl2 + C02 + Н2O

Mg + 2N2O4 = Mg(NO3)2 + 2NO

Водный раствор MgCl2 имеет слабокислую реакцию:

MgСl2 + H2O -MgOHCl + 2HCl

Mg2+ + H2O - MgOH+ + H+ (гидролиз по первой ступени)

MgOHCl + H2O - Mg(OH)2v+ HCl

MgOH+ + H2O - Mg(OH)2v+ H+ (гидролиз по второй ступени)

Получение оксида ,гидроксида кальция и хлорной извести в промышленности

1)В промышленности оксид кальция получают термическим разложением известняка (карбоната кальция):

CaCO3 = CaO + CO2

Также оксид кальция можно получить при взаимодействии простых веществ:

2Ca + O2 = 2CaO

или при термическом разложении гидроксида кальция и кальциевых солей некоторых кислородсодержащих кислот:

2Ca(NO3)2 = 2CaO + 2N2O + 4O2

2)Гидроксид кальция Получают путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой (процесс получил название «гашение извести»):

CaO + H2O → Ca(OH)2

Эта реакция экзотермическая

3) Получение.В зависимости от способа получения известь хлорную выпускают двух марок: А и Б. Хлорную известь марки А получают хлорированием пушонки в кипящем слое, марки Б – хлорированием пушонки в аппаратах Бакмана

БОРОВОДОРОДЫ ,получение, строение молекул, свойства

Бороводороды

-2BF3+6LiH→(35)B2H6+6LiF

-4BF3+3Na(BH4) →(20)2B2H6+3Na(BF4)

С гидридами металлов дают комплексные гидриды, напр.: В2Н6 + 2NaH -> 2Na[BH4]

В2Н6 + Na[BH4] -> Na[B3H8] + Н2

в бороводородах (боранах) выделяют трехцентровые связи, осуществляемые с участием мостиковых атомов водорода. … В структурных формулах молекула символы химических связей должны образовывать неразрывную цепь, т.к. иначе формула не будет

Получение

Более чистый бор(возможен электролиз боратов и фотоборатов с целью получения B)

2BJ3→(t)2B(к)+3J2

BJ3+1.5H2 →(t)3HBr+B(к)

Общая хар-ка БОРА и его получение

-бора очень маленький радиус атома

- у бора всего два электрона (Is2) экранируют притяжение внешних электронов ядром

-Ион бора оказывает очень сильное поляризующее действие на атомы и ионы, что обусловли­вает большую долю ковалентности связей в соединениях бора

-При взаимодействии ВСl с водой образуются две кислоты:ВС13 + ЗН2О ——> НзВОз + ЗНС1

-Для бора не характерны соединения, в которых он входит в состав катионов, но весьма типичны такие анионы, как ВО2 и ВО3з Все эти примеры показывают, что бор — неметалл

Получение:B2O3+3Mg ——>3MgO+2B

Более чистый бор(возможен электролиз боратов и фотоборатов с целью получения B)

2BJ3→(t)2B(к)+3J2:BJ3+1.5H2 →(t)3HBr+B(к)

Химические свойства B

B+(CO2,SiO2,P2O5)→(t)B2O3+C,Si,P

B+3HNO3 (к)→H 3BO2+3NO2

2B+3H2SO4(k)→2 H 3BO3+3SO2

Бораны(неустойчивое соед-ие,на воздухе загораются) получают при действии разбавленных кислот, например НСl, на борид магния MgB2

B2+3O2=B2O3+3H2O; Бороводороды

-2BF3+6LiH→(35)B2H6+6LiF

-Диборан В2Н6 – энергичный вос,на воздухе

самовоспламеняется

В2Н6 + 3O2 =В2O3 + 3Н2O

2NaOH + 4Н3 ВО3 = Na2 B 4O7 + 7Н2 О

2NaOH + Na2 B4 O7 = 4NaBO2 + Н2 О

Борный ангидриг,борные кислоты их соли,получение ,строение и свойства

Борный ангидрид или безводная борная кислота, В2О3, получается прямо

2H3ВО3 = В2О3 + 3Н2О

Свойства: Борная кислота очень слабая , поэтому легко выделяется

большинством других кислот из растворов своих солей :

Na2B4O7 + 2HCI + 5H2O —— 2NaCI + 4H3BO3 В воде растворимы только бораты наиболее активных одно­валентных металлов. При нейтрализации щелочью раствора орто-борной кислоты получается тетраборат, .который избытком щелочи * может быть переведен в метаборат:

2КОН + 4Н3ВОз —— К2В4О7 + 7Н2О(тетраборная)

2КОН+К2В4О7 —— 4КВО2 + Н2О (метаборная)

Ортобораты неизвестны.

При нагревании кристаллической ортоборной кислоты с солями летучих кислот последние выделяются в газообразном состоянии:

KCl+H3BO3 -> HCl+KBO2+H2O

Наиболее распространенной солью борной кислоты является декагидрат тетрабората натрия, Na2B4O7 · 10H2O

Получение

Техническую буру (тетраборат натрия декагидрат) получают нейтрализацией борной кислоты карбонатом натрия.

КВАРЦ,КРЕМНИЕВЫЕкислоты,СИЛИКАТЫ , гексафторокрвмниевая кислота получение

Кварц

При охлаждении расплава SiO2 образуется стекловидная форма – плавленый кварц

Si(OC2H5)4 + 2H2O→SiO2 + 4С2Н5OН

-На кварц не действуют никакие кислоты, кроме фтороводородной:

SiO2 + 4HF ® SiF4 + 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2[SiF6]

-Со щелочами кварц реагирует медленно при комнатной температуре, нагревание ускоряет процесс

SiO2 + 2NaOH→ Na2SiO3 + H2O

При сплавлении SiO2 с оксидами металлов образуются соли различных кремниевых кислот – силикаты.

- Na2SiO3 + H2SO4 +H2O→SiO2·xH2O + Na2SO4

Na2CO3+CaCO3+6SiO2=(1500)Na2SiO3+

CaSiO3+4SiO2+2CO2

Образующийся фтороводород взаимодействует с SiF4. При этом получается (или кремнефтористоводород* пая) кислота H2SiF6

SiF4 + 2HF = H2SiF6 Суммарный процесс

выражается уравнением

3SiF4 -f 3H20 = 2H2SiFe + H2Si03

Получение алюминия ,его оксида и гидроксида в промышленности

1)осстановлением калием:

Na3AlF6 + 3K → Al + 3NaF + 3K

восстановлением расплава натрием:

NaAlCl4 + 3Na →Al + 4NaCl

2)Оксид аллюминия

Промышленное получение: при промышленном производстве бокситы сначала подвергают химической переработке, удаляя из них примеси оксидов кремния (Si), железа (Fe) и других элементов. В результате такой переработки получают чистый оксид алюминия Al2O3 — основное сырье при производстве металла электролизом

3)Ввиду нерастворимости Al2O3 в воде отвечающий этому оксиду гидроксид

Al(OH)3 может быть получен лишь косвенным путем из солей. Получение гидроксида можно представить в виде следующей схемы. При действии щелочей ионами OH- постепенно замещаются в аквокомплексах [Al(OH2)6]3+ молекулы воды:

[Al(OH2)6]3+ + OH- = [Al(OH)(OH2)5]2+ + H2O

[Al(OH)(OH2)5]2+ + OH- = [Al(OH)2(OH2)4]+ + H2O

[Al(OH)2(OH2)4]+ + OH- = [Al(OH)3(OH2)3]0 + H2O

Al(OH)3 представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета, практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер.

Оксид,Al гидроксид и их соли получения и свойства

2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (в расплаве)

Al2О3 + 2NaOH(т) = 2NaAlO2 + H2O (в расплаве)

Al(NO3)3 + 3(NH3 · H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3

Al(NO3)3 + 3(NH3 · H2O) = AlO(OH)↓+ 3NH4NO3 + H2O (80 °C)

2Al + 3H2SO4(разб.) = Al2(SO4)3 + H2↑

2Al + 6H2O + 4NaOH(конц.) = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑

Примеры молекулярных уравнений реакций этого типа:

Al(NO3)3 + 4NaOH(избыток) = Na[Al(OH)4] + 3NaNO3

Получения

- с кислородом:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

- с галогенами:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

- с серой, образуя сульфид алюминия:

2Al + 3S = Al2S3

-Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4

- Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2

- 2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Общая характеристика и Химические свойстваУГЛЕРОДА

Химические свойства

-Графит— типичные восстановитель.. При нагревании с избытком воздуха графит

С + О2 = СО2

- при недостатке кислорода

2С + О2 = 2СО;2Si + O2 = 2SiO

- С + СО2 = 2СО

- С + 2Н2SО4(k) = СО2↑+ 2SО2↑ + 2Н2О

3С + 4НNO3(k) = 3СО2↑ + 4NO↑ +2Н2О

- малоактивные ме

СuО + С = Сu + СО↑

- оксиды активных металлов

СаО + 3С = СаС2 + СО↑,

2Аl2О3 + 9С = Аl4С3 + 6СО↑

или силициды

2МgО + 3Si = Мg2Si + 2SiO.

Са + 2С = СаС2,

СО — бесцветный газ, без запаха. Очень к мало растворим в воде.

Ядовит

- Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2

- Окисление до СO2 происходит при температуре 2СО+О2=2CO2

Физические свойства.

Углерод является первым элементом в четвертой группе периодической системы. Его атомный вес 12,01115. [5].

Аллотропные модификации углерода -- алмаз и графит

Алмаз -- прозрачные кристаллы, очень твердые.

Твердость алмаза объясняется строением его

кристаллической решетки

Графит -- мягкое темно-серое вещество с металлически

блеском

Оксиды УГЛЕРОДА 2 и 4 получение в промышленности и карбонилы металлов.

Получение оксидов СО

СО — бесцветный газ, без запаха. Очень к мало растворим в воде. Ядовит

- Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2

- Окисление до СO2 происходит при температуре 700°С: 2СО+О2=2CO2

- В лаборатории CO2 его можно получить действием разбавленных кислот на карбонаты:

СаСО3+2НСl=СаСl2+CO2+Н2О

В промышленности CO2получают при обжиге известняка:

СаСO3=СаО+CO2

Химические свойства оксидов С0,CO2

- Оксид углерода (IV) проявляет свойства кислотного оксида: взаимодействует с водой.

СО2+Н2O→Н2СO3

- При взаимодействии с растворами щелочей образуются соли:

СO2+2NaOH=Na2CO3+Н2О

CO-восствновитель

2CO+O2=2CO2;CO+Cl2=COCl2;Fe2O3+3CO=2Fe+CO2

CO+2H2=CH4OH;C+O2+CO2

CO2+C=2CO;CO2+H2O=H2CO3

Общий способ получения К. м. заключается во взаимодействии окиси углерода с металлами или их солями при повышенных температурах и давлении. Наибольшее техническое значение имеют карбонилы никеля Ni(CO)4, кобальта Со(СО)4 и железа Fe(CO)3. Карбонилы применяют для получения чистых металлов, образующихся при их термическом разложении. Термическое разложение карбонилов кобальта, никеля и хрома используется для нанесения металлических покрытий

общие характеристики КРЕМНИЯ

Строение внешнего электронного уровня атома 3s23p2. Для кремния в соединениях характерны степени окисления+2 и +4,очень редко встречается +3.Различают две основные аллотропные модификации кремния - аморфную и кристаллическую. Аморфный кремний не имеет упорядоченной кристаллической решетки. Решетка кристаллической модификации кремния - атомная, сходна с решеткой алмаза.

Физические свойства.

Аморфный кремний - порошок бурого цвета

Кремний в химическом отношении при комнатной температуре инертен, взаимодействует при этой температуре только с фтором:Si + 2F2 = SiF4

При повышенных температурах взаимодействует со многими неметаллами:

Si + 2Cl2 = SiCl4;Si + O2 = SiO2

3Si + 2N2 = Si3N2;Si + C = SiC

с расплавленными магнием, медью, железом, щелочными и щелочноземельными металлами взаимодействует, образуя силициды, например:

2Mg + Si = Mg2Si

Кремний устойчив к действию кислот, при обычных условиях аморфный-Si + 4HF = SiF4 + 2H2

И кристаллический, и аморфный кремний растворяются в смеси азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

Кремний реагирует с водными растворами щелочей, например:

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

ПолучениЕ КРЕМНИЯ ,СИЛИКАТА НАТРИЯ и стекла в промышленности

В промышленности кремний получают восстановлением SiO2 коксом:

SiO2 + 2C = Si + 2CO

Особо чистый кремний - восстановлением SiCl4 водородом:

SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl

- В лаборатории в качестве восстановителей используют магний или алюминий:

SiO2+2Mg=Si+2MgO 3SiO2+4Al=3Si+2Al2O2

При сплавлении SiO2 с оксидами металлов образуются соли различных кремниевых кислот – силикаты.

- Na2SiO3 + H2SO4 +H2O→SiO2·xH2O + Na2SO4

Na2CO3+CaCO3+6SiO2=(1500)Na2SiO3+CaSiO3+4SiO2+2CO2

Основные промышленные виды стекла

В качестве главной составной части в стекле содержится 70-75 % двуокиси кремния (SiO2), получаемой из кварцевого песка при условии соответствующей грануляции и свободы от всяких загрязнений. Второй компонент — окись кальция (CaO) — делает стекло химически стойким и усиливает его блеск. На стекло она идёт в виде извести. Следующей составной частью стекла являются оксиды щелочных металлов — натрия (Na2O) или калия (K2O), нужные для плавки и выделки стекла. Их доля составляет примерно 16-17 %.

ЦАРСКАЯ ВОДКА ее окислительные свойства на примере реакций с золотом,сульфидом ртути и платиной

Царская водка способна растворить золото, платину, родий, иридий и тантал, которые не растворяются ни в азотной, а уж тем более соляной кислоте:

Au + HNO3 + 3HCl→ AuCl3 + NO + 2H2O

HCl + AuCl3→H[AuCl4]

3Pt +4HNO3 +12HCl→3PtCl4 + 4NO + 8H2O,

2HCl + PtCl4→H2[PtCl6]

огда как сульфид ртути растворяется только в “царской водке”:

HgS+6HCl+2HNO3=HgCl2+2NO+3S+4H2O

Реакции термического разложения нитрато в различных металлов

2АgNO3 →2Аg + 2NO2 + O2

KNO3 → KNO2 + O2

Zn(NO3)2 →ZnO + NO2 + O

Общая характеристика Ge,Sn,Pb

германия в устойчивых соединений Ge+2 известно много(хотя характерен Ge+4),а для свинца, наоборот, малочисленны соединения содержание Рb+4, характерная степень окисления свинца +2. Для олова в одинаковой степени характерны Sn+2 +4. минералы олова и свинца SnO2 - касситерит (оловянный камень) и PbS - галенит (свинцовый блеск).Физические свойства.

Ge - хрупкий, с мет.блеском вещество, занимает место между металлами и неметаллами.Sn и Pb мягкие, легкоплавкие металлы.Хим. свойства.

Ge + HCl + ;

Sn + 2HCl = SnCl2 + H2

Pb + 2 HCl = PbCl2 + H2

Pb + H2SO4(разб) = PbSO4 + H2

Ge + KOH + H2O +

Sn + 2KOH + 4H2O = K2[Sn(OH)6] + 2H2

Pb + 2KOH + 2H2O = K2[{Pb(OH)4] + H2

Sn + 2KOH + H2O =(сплавление) K2SnO3 + 2H2

Pb + KOH = (сплавление) K2PbO3 + H2

Легко разлагаются водой и кислотами.

Взаимодействие с кислотами.

Ge + HNO3 (k) = H2GeO3 + 4 NO2

Sn + HNO3 (k) = H2SnO3 + 4 NO2 + H2O

Pb + HNO3 (k) = Pb(NO3) + 2 NO2 + 2H2O

Sn + HNO3 (очень разбавленная) = 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Sn + 4 H2SO4 (k) = Sn(SO2)2 + 2SO2 + 4 H2O

Sn + HCl + HNO3 = 3 H2[SnCl6] + 4 NO + 8 H2O

2Mg + Ge = Mg2Ge

Mg2Ge + 4 HCl = MgCl2 + GeH4

GeCl4 + Li[AlH4] = GeH4

SnH4 и PbH4 не существуют

Оксиды и гидроксиды ОЛОВА И СВИНЦАих взаимодействие с кислотами и щелочами

Олово и свинец образуют оксиды SnO, PbO и диоксиды SnO2, PbOj. Оксиды SnO, PbO

Ge(OH) 2, Sn(OH) 2, Pb(OH) 2 – амфотерные соединения

Химические свойста

2PbS + 3O2 ® 2PbO + 2SO2

PbS + 2PbO ® 3Pb + SO2

Pb(OH)2 + 2HNO3 ® Pb(NO3)2 + 2H2O

Pb(OH)2 + 2NaOH ® Na2Pb(OH)4

РbO2 + 4НС1 = PbCl2 + Cl2 + 2Н2О

При нагревании свинца на воздухе образуются желтый монооксид РbО и ярко-красный Рb3O4 (сурик). При действии на сурик азотной кислоты образуется РbO2:

Рb3O4 + 4НNO3 = Pb02 + 2Рb(NО3)2 + 2Н2O

Химические свойста оксида и гидроксида свинца

SnO+H2SO4=SnSO4+H2O

SnO+3HCl=H[SnCl3]+H2O

Sn(OH)2=(t)SnO+H2O

SnO2+Sn=2SnO

SnCl2+Na2CO4=(t)SnO+2NaCl+CO2

SnO+NaOH+H2O=Na[Sn(OH)3]

SnO+NaOH=(t)Na2SnO2

SnO=(t)SnO2+Sn

2SnO+O2=2SnO2

2SnO+H2=2Sn+H2O

Сульфиды ОЛОВА И СВИНЦА получение свойства . (NH4)2S2

Некоторые соединения олова малорастворимы в воде, например SnS и SnS2

Sn2+ + S2– = SnS

сульфид может быть легко окислен до SnS2 раствором полисульфида аммония:

SnS + (NH4)2S2 = SnS2 + (NH4)2S

Образующийся дисульфид SnS2 растворяется в растворе сульфида аммония (NH4)2S:

SnS2 + (NH4)2S = (NH4)2SnS3

Химические свойства

Pb+S=PbS

Ps(NO3)2+Na2S=PbS+2NaNO3

PbS+2HCl=PbCl2+H2S

PbS+8HNO3=PbSO4+8NO2+4H2O

2PbS+2O2=2PbO+SO2

PbS+H2=Pb+H2S

PbS+2O3=PbSO4+O2

Общая характеристика АЗОТА

Азот — типичный неметалл, по электроотрицательности усту­пает лишь фтору и кислороду. При обычных условиях — это газ без цвета и запаха, состоящий из двухатомных молекул N2. Азот - основной компонент воздуха. электронную конфигурацию на внешнем уровне ns2nр3 и может проявлять в своих соединениях степень окисления от -3 до +5.

Химические свойства

-азот при обычных условиях реагирует только с литием:

6Li + N2 → 2Li3N,

катализатора образуется аммиак:

N2 + 3H2 = 2NH3

N2 + O2 = 2NO

3Mg + N2 → Mg3N2,

2B + N2 →2BN

При нагревании закись азота окисляет водород:

N2O + H2 (150-200° C)→ N2 + H2O,

металлы:

N2O + Mg (500° C)→MgO + N2,

-Под действием окислителей (кислорода воздуха, озона, хлора, кислот окислителей) легко окисляется:

2NO + O2→2NO2;2NO + Cl2→2NOCl

NO + NO2→N2O3

-В присутствии восстановителей (H2,C,P,Cu,H2S,SO2,H2O) оксид азота ведет себя, как окислитель: 2NO + 2SO2→2SO3 + N2

10NO + 4P(крас.) (150-200° C)→5N2 + P4O10

Оксиды АЗОТА :получение,окислительно-востановительные свойства

Химические свойства

При нагревании закись азота окисляет водород:

N2O + H2 → N2 + H2O,

N2O + Mg (500° C)→MgO + N2,

N2O + Cu (500-600°С)→CuO + N2

-Под действием окислителей (кислорода воздуха, озона, хлора, кислот окислителей) легко окисляется:

2NO + O2→2NO2

2NO + Cl2→2NOCl

NO + NO2→N2O3

-В присутствии восстановителей (H2,C,P,Cu,H2S,SO2,H2O) оксид азота ведет себя, как окислитель:

2NO + 2SO2→2SO3 + N2

10NO + 4P(крас.) (150-200° C)→5N2 + P4O10

Учавствует с реакциях компелексообразования

FeSO4 + NO + 5H2O→[Fe(NO+)(H2O)5]SO4

NO + CuCl2→(NO+)[CuCl2]

Получение оксида азота

-В лаборатории оксид азота получают действием разбавленной азотной кислоты на медь:

3Cu + 8HNO3→3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

-Действием сильных кислот на нитрит натрия:

2NaNO2 + H2SO4→Na2SO4 + NO + NO2,

-2NaNO2 + FeSO4 + 2H2SO4→Fe2(SO4)3 + 2NO + Na2SO4 + 2H2O.

-Пропускание электрических разрядов через смесь элементов: N2 + O2→ NO.

Каталитическое окисления аммиака:

4NH3 + 5O2 (Pt, FeO, Cr2O3)→4NO + 6H2O

N-3H4N+5O3 –t°® N2+1O + 2H2O

АММИАК И ГИДРОЗИН химические свойства,получение

Химические свойства аммиака

аммиак проявляет восстановительные свойства, Аммиак в растворе проявляет основные свойства благодаря наличию у азота неподеленной пары

- Взаимодействие с простыми веществами:

4NH3 + 3O2→2N2 + 6H2O

2NH3 + 2Na →2NaNH2 + H2

- С водой аммиак образует гидрат аммиака или гидроксид аммония, который дает щелочную среду:

NH3 + H2O→ NH3H2O

NH4+ + OH–

- При взаимодействии с кислотами образует соли аммония:

2(NH3H2O) + H2SO4→(NH4)2SO4 + H2O

- Восстанавливает оксид меди:

2NH3 + 3CuO→3Cu + N2 + 3H2O

Получение аммиака.В промышленности

N2 + 3H2 (500° C)→ 2NH3

- В лаборатории NH4Cl + KOH→KCl+H2O+NH3

Гидразин — энергичный восстановитель. В растворах гидразин обычно также окисляется до азота

4KMnO4 + 5N2H4 + 6 H2SO4 → 5N2 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 16H2O

-Восстановить гидразин до аммиака можно только сильными восстановителями, такими, как Sn2+, Ti3+,

N2H4 + Zn + 4HCl → 2NH4Cl + ZnCl2

Получение

Гидразин получают окислением аммиака NH3 или мочевины CO(NH2)2 гипохлоритом натрия NaClO:

NH3 + NaClO →NH2Cl + NaOH

NH2Cl + NH3 →N2H4 · HCl

Реакции термического разложения солей АМОНИЯ:нитриты,нитраты,бихромата,сульфата,хлорида

Свойства Нитриты

2АgNO3 →2Аg + 2NO2 + O2

KNO3 → KNO2 + O2

Zn(NO3)2 →ZnO + NO2 + O

1) нитраты наиболее активных ме (в ряду напряжений – левее магния) разлагаются до нитритов;

2) нитраты менее активных ме (в ряду напряжений – от магния до меди) разлагаются до оксидов;

3) нитраты наименее активных ме(в ряду напряжений – правее меди) разлагаются до ме.

Нитраты

нитраты при нагревании могут разлагаться до нитритов

KNO3 →(t)KNO2→ K2O

Ca(NO3)2.4H2O →Ca(NO3)2 →Ca(NO2)2 → CaO

Реакция разложения бихромата аммония

(NH4)2Cr2O7 = Сr2O3 + N2 + 4H2O

Сульфат аммония— как дешёвое азотное удобрение

3(NH4)2SO4(t)→H2SO4+2NH3

Хлорида

NH4CL=(t)NH3+HCL

ГИДРОКСИЛАМИН,АЗОТИСТОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА,

Гидроксилами́нNH2OH—бесцветные кристаллы, легко растворимые в воде

В водном растворе диссоциирует по основному типу, являясь слабым основанием:

NH2OH + H2O ↔ NH3OH+ + OH-

Может также диссоциировать и по кислотному типа с

NH2OH + H2O ↔ H3O+ + NH2O-

На воздухе соединение является нестабильным:

3NH2OH → N2 + NH3 + 3H2O

4NH2OH + O2 = 6H2O + 2N2(ок-ль)

2NH2OH +I2 + 2КОН → N2 + 2KI + 4H2O(вос-ль)

В некоторых реакциях NH2OH проявляетс окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH3 или NH4+, например:

NH2OH + H2S → NH3 + S + H2O

В лаборатории получают разложением в вакууме солей гидроксиламина: (NH3OH)3PO4 В промышленности соли гидроксиламина получают восстановлением NO водородом в присутствии платинового катализатора или гидрированием азотной кислоты. Азо́тистоводоро́дная кислота́

Разбавленные водные растворы не взрывчаты, но при стоянии раствор HN3 медленно разлагается:

HN3 + H2O → N2 + NH2OH

При взаимодействии с металлами образует азот и аммиак:Cu + 3HN3 → Cu(NN2)2 + N2 + H3N

HN3 + 3HCl → NH4Cl + Cl2 + N

Азидоводород HN3 получают действием ортофосфорной кислоты на азид натрия NaN3, который синтезируют из амида натрия:

2NaNH2 + N2O → NaN3 + NaOH + NH3

3NaN3 + H3PO4 → 3HN3 + Na3PO4

Дипольный момент молекулы. Молекула NH3 имеет почти пирамидальное строение

Взаимодействие металлов с АЗОТНОЙ КИСЛОТОЙ

Химические свойства азотной кислоты

-Разбавленная азотная кислота проявляет все свойства сильных кислот, в водных растворах она диссоциирует по следующей схеме:

HNO3→ H+ + NO3–

-взаимодействие с металлами

4Mg + 10HNO3→4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O

4Zn + 10HNO3→4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

- С тяжелыми металлами разбавленная кислота образует соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид азота, а в случае более сильного разбавления азот:

Fe + 4HNO3→Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

5Fe +12HNO3(разб.)→5Fe(NO3)3 + N2+ 6H2O

3Cu +8HNO3→Cu(NO3)2 +2NO + 4H2O

-при взаимодействии со щелочными и щелочными металлами образует соответствующие нитраты

безводная кислота:

8Na+10HNO3→8NaNO3+N2O+5H2O

Hg +4HNO3(г)→Hg(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O

Кислоты ФОСФОРА+5 и качественные реакиина них,промышленное получение

свойства

4H3РО3 → 3H3PO4 + РH3

H3PO4+H2O=H3PO4

3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты.

промышленное получение фосфорной кислоты

-Ca3(PO4)2 + 3H2SO4= 3CaSO4 + 2H3PO4

-4P + 5O2 = 2P2O5

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

-Иногда термическую фосфорную кислоту получают, действуя на фосфор перегретым (800-900oС) водяным паром:

2P + 8H2O = 2H3PO4 + 5H2

Треугольная пирамида

РН3 – синтезировать нельзя,самовоспл. на воздухе, сгорает

со свечением:

2РН3 + 4О2=Р2О5 + 3 Н2О= Н3РО4

РН3 + HCl = PH4Cl хлорид фосфония

РН3 – сильный восстановитель

Получение РН3

P4 + 2 NaOH + 3 H2O = PH3 + 3 NaH2PO2 гипофосфин

Физические свойства – мало растворим, имеет неприятный запах, ядовит, подвергается полному гидролизу.

As, Sb, Bi (мышьяк, сурьма, висмут)

Мышьяк в соединениях проявляет ст.ок.: -3,+3 и +5 Для сурьмы: +3 и +5, а для висмута: +3.

у As и Sb несколько аллотропных модификаций, в том числе хрупкие метал. формы. Вi более прочен,но и он легко разбивается при ударе молотка. Bi- одно из немногих веществ, плотность которых в жидком состоянии больше, чем в твердом. В парах есть молекулы As4 и Sb4, парообразный висмут состоит из молекул Bi2

Хим. Свойства

Тенденция- чем ниже элемент, тем более стабильны соединения ст.ок. +3- у Bi она основная! От As к Bi в их соединениях связь становится более ионной, увеличиваются основные свойства оксидов и гидроксидов, их соединения ядовиты. В целом при валентных возможностях 3 и 5 эти элементы проявляют ст.ок. От -3 до +5.

2Э + 3Г2(недостаток)= 2ЭГ3

2Э + 5Г2(изб.) = 2ЭГ5 (известны только SbCl5)

порошки ме + порошки As, Sb = арсениды антимониды, напр: Ca3As2, K3Sb.

Реакции простых в-в с H2SO4(конц.):

4As+6H2SO4(конц)= As4O6 +6SO2 +6H2O

2Sb+6H2SO4(к)= Sb2(SO4)3+3SO2 +6H2O

2Bi+ 6H2SO4(к)= Bi2(SO4)3+3SO2+ 6H2O

Bi пассивируется в HNO3(к)

Взаимодействие простых в-в с HNO3:

As+5HNO3(к)= H3AsO4+5NO2(NO)+H2O

2Sb+10HNO3(к)=Sb2O5(Sb2O5*xH2O)+10NO2+5H2O

As+HNO3(разб)+H2O=H3AsO3+NO

4Sb+4HNO3(разб)=Sb4O6+4No+2H2O

Bi+4HNO3(разб)=Bi(NO3)3+NO+2H2O

Общая характеристика и химическиеие св-ва ФОСФОРА ,промышленное получение

3, 5, валентность из-за наличия d–орбитали, уменьшается прочность связи ЭН в следствии увеличения радиуса атома.

Получение:

2Сa3(PO4)2 + C+ SiO2 = 2P4(белый) + 6 СaSiO3 + CO2

и собирают водой, с водой фосфор не реагирует.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

-2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3

химические свойства 4P + 5O2 → 2P2O5

- с металлами — окислитель, образует фосфиды:2P + 3Ca → Ca3P2

2P + 3Mg → Mg3P2

- с неметаллами — восстановитель:2P + 3S → P2S3

2P + 3Cl2 → 2PCl3

- Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4

- В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2

- Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;

2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

- Соединения с галогенами.2P + 3 Cl2 (нед) = 2 PСl3

2P + 5 Cl2 (изб) = 2 PCl5

белый – ядовитое вещество, имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р4.

Красный – почти не ядовит, температура воспламенения = 240 градусов, получают из белого при 300 градусах.

Черный – напоминает графит по внешнему виду.

ОксидыФОСФОРА,получение,строение молекул и св-ва

Оксид фосфора (V)

- P2O5 + H2O→2HPO3 (метафосфорная кислота)

- P2O5 + 2H2O →H4P2O7 (пирофосфорная кислота)

- P2O5 + 3H2O→2H3PO4 (ортофосфорная кислота)

- P2O5+3BaO→Ba3(PO4)2

Оксид фосфора (III) P4O6- Ядовит

P4O6 – валентно и координационно не насыщенное соединение, поэтому легко окисляется и светится в темнотеВ структуре сохраняется тетраэдрическое расположение атома фосфора.

-P4O6 + 6H2O = 4H3PO3

P406 + 2O2 = P4O10

P406 + 6H2O(хол) = 4H3PO4

P406 + 6H2O(гор) = 3H3PO4 + РН3

Получениеоксид азота (5)

P4 + 502( изб) = P4O10

P4O10 + 12 HNO3 = 5N2O5 + 4 H3PO4

P4 + 5O2 → P4O10 + G

2HNO3(P2O5)→N2O5+H2O5

2HNO3(H2O)←N2O5+H2O5

оксид азота(1)

NH4NP3(нагр)→N2O+2H2O

оксид азота(3)

NO+NO2 (охл )→N2O3

оксид азота(4) 2NO2→(охл )N2O4

2NO2←(нагр )N2O4

Молекулы P4O10 (Н-форма) построены из 4 групп PO4 в виде тетраэдра, вершины которого занимают атомы фосфора

ФОСФОРНОВАТИСТАЯ кислота и Фосфористая кислота:получение,строение молекул,свойства.Фосфиты,гипофосфиты

Фосфорноватистая кислота(Соли фосфорноватистой кислоты называются гипофосфитами) H3PO2

в молекуле ортофосфорной кислоты каждый атом водорода соединен с атомом кислорода

Получение2 стадии

-2Р4(бел) +3Ва(ОН)2 +6H2O→2РH3+

3Ва(Н2PO2)2

-Ва(Н2PO2)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2H3PO2

свойстваОдноосновная кислота средней силы. Очень сильный восстановитель:

5H3PO2 + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5H3PO4 + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 6H2O

Получают фосфористую кислоту растворением P4O6 (P2O3) в холодной воде, гидролизом PCl3 или взаимодействием фосфитов с серной или соляной кислотами: P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3

PCl3 + 3 H2O → HP(O)(OH)2 + 3 HCl

K2HPO3 + 2 HCl → 2 KCl + H3PO3

свойства 4H3РО3 → 3H3PO4 + РH3

Фосфористая кислота легко окисляется галогенами, оксидами азота и пр. до фосфорной кислоты.

промышленное получение фосфорной кислоты

-Ca3(PO4)2 + 3H2SO4= 3CaSO4 + 2H3PO4

-4P + 5O2 = 2P2O5

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

Сульфиды As,Sb,Bi: их отнош. кислот.к раствору (H4)2S

Это малораст. в воде соед. с характерной окраской. Сульфиды As2S5, As2S3, Sb2S5- реагир.с раств. основн. сульфидов, образуя раст и устойчивые в воде тиосоли (или сульфидные компл.):

As2S5+3Na2S=2Na3AsS4; Sb2S5+3Na2S=2Na3SbS4

As2S3+Na2S=2NaAsS2

Sb2S3 имеет амфотерный характер и он раствор:

Sb2S3+3Na2S=2Na3SbS3; Sb2S3+12HCl=2H3[SbCl6]+3H2S

Cульфиды получ. либо взаимод. простых в-в, либо взаим. соед. c H2S в сильно кислой среде:

2Bi+3S=(t)Bi2S3

2Na3AsO4+6HCl+5H2S=As2S5+6NaCl+8H2O

При осаждении As2S5 и Sb2S5 частично идет процесс: ЭО4+Н2S=ЭО3+Н2О+S

Bi2S3-сульфид, остальные соед.- тиоангидриды. Все сульфиды имеют очень маленькие величины ПР, не раствор. в минер. к-тах. Переводят в растворимое состояние либо действием кислот-окислителей:

Sb2S3+28HNO3(к)=28NO(NO2)+2H3SbO4+3H2SO4+8H2O

Bi2S3+24HNO3(к)=24NO2(NO)+2Bi(NO3)3+3H2SO4+12H2O либо в щелочных р-рах: Sb2S3+6KOH=K3SbS3+K3SbO3+3H2O

Sb2S5+8KOH=K3SbO4+K3SbS4+K2S+4H2O

Sb2S5+16KOH=2K3SbO4+5K2S+8H2O

либо в р-рах (NH4)2S, K2S: (NH4)2S+Sb2S3=2(NH4)3SbS3

3K2S+As2S5=2K3AsS4;Sb2S3+2(NH4)2S2+(NH4)2S=2(NH4)3SbS4 А Bi2S3 как соль не раств.ни в щелочах, ни в K2S. Он основ. поэтому раств. так:

Bi2S3+12HCl=2H3[BiCl6]+3H2S

3BiS3+8HNO3=2Bi(NO3)3+2NO+9S+4H2O

Галогениды As,Sb,Bi: их получение и гидролиз.

Галогениды ЭГ3, ЭГ5 сильно гидролизованы в водных растворах, AsCl3 и SbCl5-практически нацело:

AsCl3+2H2O=HAsO2+3HCl

SbCl5+5H2O=Sb2O5(Sb2O5*xH2O)+5HCl

Галогениды Sb(3) и Bi(3) подвергаются гидролизу с образованием малораствор. оксосолей (это ильные соединения, наиболее характерные для d-иf-элементов)

SbCl3+H2O=SbOCl+2HCl

Bi(NO3)3+H2O=BiONO3+2HNO

Если BiГ3 -соли, то остальные ЭГ3-скорее галогенангидриды.

Галогениды могут образовывать коплексных соединений:

SbCl5+H2O=[SbCl5(H2O)]

SbCl5+H(Na)Cl=H(Na)[SbCl6]

AsCl3+NaCl=Na[AsCl4]

BiI3+KI=K[BiI4]

Получение: Тригалогениды получают взаимодействием простых в-в с умеренным кол-вом галогена

2Sb+3Cl2=2SbCl3

или кипячением оксидов в конц. галогенводородных кислотах

As2O3+6HCl=2AsCl3+3H2O

Пентагалогениды синтезируют действием избытком галогена на тригалогениды

BiF3+F2=BiF5, а также -галогенводородов на оксиды

Sb2O5+10HCl=2SbCl5+5H2O

Тиокислоты и их соли.

Тиокислоты -сернистые аналоги кислородных кислот, в молекулах которых кислород замещен на серу.

Сульфиды фосфора имеют кислотный характер и при взаимодействии с сульфидом натрия образуют тиосоли:

P4S10+6Na3PS4(тиофосфат натрия — аналог ортофосфата Na3PO4)

Тиосоли — соли тиокислот. Устойчивы и находят практическое применение. Так, тиоарсенаты Na3AsS4 и тиоарсениты Na3AsS3 используют в сельском хозяйстве, в аналитической химии.

Фториды ксенона: получение, строение молекул и хим св-ва

Ксенон реагирует только с F в свободном состоянии. Многообразные соед благородных газов получают исходя из фторидов:

Xe+F2=(p,t) XeF2,XeF4,XeF6

Образование хим связи в мол фторидов ксенона объясняются с помощью МО с привлечением представлений о 4-хцентровой 4-электронной связи. В линейной молекуле XeF2 за счет одной 5р-орбитали атома Xe и двух 2р-орбиталей атомов F образуются три молекулярные орбитали- связывающая, несвязывающая и разрыхляющая, XeF4-квадратная мол, XeF6-пятиугольная пентагональная пирамида

Хим св-ва:

Фториды ксенона вступают в реакции присоединения:

XeF6+BF3=XeF6+BF3

XeF2+2SbF5=Xe(SbF6)2

XeF6+CsF=CsXeF7

CsXeF7=(t)Cs2XeF8+XeF6

разлагаются и диспропорцион при нагревании

3XeF6=(t)XeF2+2XeF8

2XeF2=(t)XeF4+Xe

гидролизуются и диспроп при комн температуре с водой , окисляют воду:

XeF6+H2O=XeOF4+2HF

XeOF4+H2O=XeO2F2+2HF

XeO2F2+H2O=XeO3+2HF

3XeF4=(H2O)2XeF6+Xe

XeF2+H2O=12O2+Xe+2HF

XeF4+2H2O=O2+Xe+4HF

Соли Zn, Cd, Hg(цинка, кадмия и ртути), их гидролиз. Амидные соединения ртути. Соединения Hg(2) получение и св-ва.

ЭГ2 получают либо прямым синтезом, либо раствор оксидов в к-те

HgГ2 очень легко восстан-ся:

2HgCl2+SnCl2=Hg2Cl2+SnCl4

Hg2Cl2+SnCl2=2Hg+SnCl4

От солей цинка к солям ртути гидролиз ослабевает, соли ртути очень слабо диссоц-ны

ЭГ2+4NH3=[Э(NH3)4]Г2 (Э-Zn,Cd)

HgCl2+2NH3=[Hg(NH3)2]Cl2 (плавкий белый преципитат)кат(NH4Cl)

HgCl2+2NH3=NH2HgCl+NH4Cl (неплавкий)

Иодидный комплекс ртути (для реактива Несслера)

Hg(NO3)2+4KI=K2[HgI4]+2KNO3

Поскольку молекулы ЭГ2 в газовой фазе линейны, то хим связь можно описать sр-гибридизацией

Hg(OH)2-нет, то при гидролизе солей ртутиполучаются оксосоединения:

2Hg(NO3)2+H2O=Hg2O(NO3)2+2HNO3

Ртуть(2) не образуют прочных ковалентных связей с кислородом.

Правильная октаэдрическая форма в сое-нии [Hg(H2O)6]2+

Соединение Hg(CN)2 фактически состоит из отдельных линейных молекул, а крист-кий Hg(SCN)2 построен из дискретных октаэдр-ких фрагментов

Hg2+ может образовывать прямые связи HgCl2+2NH3=(HgNH2)Cl+NH4Cl

Если на Hg2Cl2, подействовать водным р-ром аммиака, происходит диспропо-е:

Hg2Cl2=HCl2+Hg

Получение кислорода и пероксида водорода в промышленности и в лаборатории

O2 в промышленности: перегонка жидкого воздуха, электролиз воды(щел.р-ра)

O2 в лаборатории: 2KMnO4=K2MnO4+MnO2+02(t)

2KCL03=2KCL+3O2(t)

2H2O2=2H2O+O2(kat)

H2O2 в промышленности: 2H2SO4=H2H2(эл.ток)

H2S2O3+2H2O=2H2SO4+H2O2

H2O2 в лаборатории: BaO2+H2SO4=BaSO4+H2O2

Получение и гидролиз галогенангидридов

При гидролизе галогенангидридов образуются две к-ты — кислородсодержащая и галогеноводородная; р-ция в большинстве случаев идет необратимо:

PCl3 + 3H2O = H3PO3 + HCl

BF3 + 3H2O = H3BO3 + 3HF

Оксиды хлора и иода: получение и св-ва

получение:

HgO+2CL2=CL2O+HgCL2

2HCLO3+H2C2O4=2CO2+2CLO2+2H2O

2CLO2+2O3=CL2O6+2O2

4HCLO4+P4O10=2CL2O7+4HPO3

2HJO3=J2O5+H2O(t)-иодноватый ангидрид

4J2SO4+4H2O=J2O4+3J2+4H2SO4-иодат иодила

4J2+9O2=2I4O9-иодат иода

св-ва:

1.CL2O+H2O=2HCLO

2.CLO2+2KOH=KCLO2+KCLO3+H2O

6CLO2+3H2O=HCL+5HCLO3

5CLO2+5P=P4O10+PCL5

3.CL2O6+H2O=HCLO3+HCLO4

4.CL2O7+H2O=2HCLO4

5.J2O5+H2O=2HJO3

5CO+J2O5=J2+5CO2

Реакции пероксида водорода в роли окислителя и восстановителя

Реакции ок-ля: 3H2O2+J2(конц.)=2HJO3+3H2O

H2O2+2KJ+H2SO4=J2+K2SO4+2H2O

PbS+4H2O2=PbSO4+4H2O

Реакции вос-ля: (KMnO4;AuCL3; KCL03; HCLO)

5H2O2+2KMnO4+3H2SO4=5O2+2MnSO4+K2SO4+8H2O

H2O2+2HOCL=O2+CL2+2H2O

Получение водорода в промышленности

CH4+H2O=(t,Ni)CO+3H2 пароводяная,

2CH4+O2()=2CO+4H2 кислородная- конверсия метана

CO+H2O=(t,katFe2O3акт)CO2+H2

3Fe+4H2O=(t)Fe3O4+4H2

2H2O=(электролиз, р-р H2SO4 р-р NaOH ,KOH)2H2(катод)+O2(анод)

Взаимодействие неМе с конц серной и азотной к-тами.

B+3HNO3(к)=H3BO3+3NO2

2B+3H2SO4(к)=2H3BO3+3SO2

С+2H2SO4(к)=(t)CO2+2SO2+2H2O

C+4HNO3(к)=(t)CO2+4NO2+2H2O

Кислоты-окислители HNO3 и H2SO4(к) пассивируют Si, поскольку образ-ся на пов-ти слой диоксида кремния не рас-ся в кислотах

3Si+4HNO3+18HF=3H2[SiF6]+4NO+8H2O

S+6HNO3(к)=6NO2+H2SO4+2H2O

S+2H2SO4(к)=3SO2+2H2O

HNO3(к) с Te окисляет до основного нитрата теллура(4)

Получение CL, Br, KCLO3(хлора, брома и хлората калия) в промышленности

MnO2+4HCL(конц)=CL2+MnCL2+2H2O

2NaBr+CL2=Br2+2NaCL

2CLO2+2KOH=KCLO3+KCLO2+H2O

Окислительное действие хлора и брома в щелочной среде

синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре: 2Na+CL2=2NaCL

CL более сильный ок-ль, чем Br

CL2+2Br-=2CL-+Br2

бром окисляет иодид-ионы:

Br2+2I-=2Br-+J2

Общая характеристика и хим. св-ва S, Se, Te(сера, селен, теллур)

находятся в главной подгруппе VI групп, общее название халькогены. P-эелементы. Валентность — 2, возможно 4,6. Ст.окисл.: (-2),(-1),(0),(+4),(+6). Селен и теллур имеют металлические модификации, обладающие полупроводниковыми свойствами, в то время как сера — типичный неметаллический элемент.. S→Se→Te рост радиуса атомов, прочности ∏-связей уменьш.

Химич. Св-ва:

1.Э+O2=ЭO2

2.Э+порошки Me=сульфиды, селениды,теллуриды(t)

3.S+6HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O(t)

Э+4HNO3(коннц)=ЭO2+2H2O+4NO2(Э=Se, Te)

4.S+2H2SO4(конц)=3SO2+2H2O(t)

5.3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O(t)

6.H2S→H2Se→H2Te падение термодинамич. Устойчив., рост воост. Активности, рост силы кислот.

7.SO2→SeO2→TeO2 ослабление кисл. Св-в, рост окисл. Активности, падение термодинамич. Устойчивости

8.H2SO3→H2SeO3→H2TeO3 ослабление силы кислот

Получение и св-ва сероводорода. Растворимость и гидролиз сульфидов. Отношение сульфидов к кислотам

Получение H2S: FeS(ZnS)+2H+=H2S+FeCl2(ZnCl2)

2CrCL3+3K2S+6H2O=2Cr(OH)3+3H2S+6HCL

CaS+2HCL=H2S+CaCL2

H2+S=H2S

Св-ва H2S:

1.хороший вос-ль: 2H2S+3O2=2SO2+2H2O

2H2S+O2(нед.)=2S+2H2O

2.4H2S+3PbO2=SO2+3PbS+4H2O

2H2S+SO2=3S+2H2O

3.H2S+CL2(нед.)=S+2HCL

H2S+4Br2(изб.)+4H2O=H2SO4+8HBr

H2S+J2=S+2HJ

4.H2S+2Ag=Ag2S+H2

Растворимость H2S:

1.растворимые в воде(сульфиды аммония, щел. И щел.зем. Мет.), которые в ра-ах подвергаются гидролизу: S2-+H2O↔HS-+OH-

2.нераств. В воде, но раств. в разб. кис-ах(FeS, MnS, ZnS)

ZnS+HCL↔ZnCL2+H2S

3.раств. В кислотах-окислителях(Ag2S,Bi2S3,PdS)

Ag2S+4HNO3=S+2AgNO3+2NO2+2H2O

4.раств. В ра-ах сульфидов щел. Мет.(SnS2, Sb2S3, Sb2S5)

SnS2+Na2S=Na2SnS3

Отношение сульфидов к кислотам:

Cu2S+14HNO3(конц)=2Cu(NO3)2+10NO2+H2SO4+H2O

Кислородосодержащие к-ты S, Se, Te(сера, селен, теллур): получение, кисл.-основн. и окисл.-восст св-ва

Получение:

SeO2+H2O2(конц.)=H2SeO4(селеновая)

Br2+H2O+Ag2SeO3= H2SeO4+2AgBr

2SO3+H2SO4(конц)=H2S2O7(пиросерная)

SO3+HCL=HOSO2CL(хлоросерная)

SO3+HF=HOSO2F(фторосерная)

H2SO3-H2SeO3-H2TeO3- ослабление кисл-ных св-в, рост ок-ной активности

6H2SeO4+2Au=Au2(SeO4)3+3H2SeO3+3H2O

кислотно-основные св-ва:

H2TeO3=TeO(OH)++OH-

окислительно-восстановительные св-ва:

H2SeO3+4HI=2I2+Se+3H2O

H2TeO3+2H2S=Te+2S+3H2O

H2SeO3+H2O2=H2Se04+H2O

6H2SeO4(конц)+2Au=Au2(SeO4)3+3H2SeO3+3H2O

2H2SeO4+6HCL+Pt=H2[PtCL6]+2H2SeO3+2H2O

Взаимодействие Ме с серной кислотой

серная кислота является многофункциональным хим реагентом

Fe+H2SO4=FeSO4+H2

Для конц серн к-ты окислительно-восстан-ный потенциал выше, поэтому она является хорошим окислителем и восстан-ся иодид-ионами и активными ме до H2S:

4Zn+5H2SO4(к)=H2S+4ZnSO4+4H2O

и преимущественно до SO2 более слабыми восстан-лями:

Cu+2H2SO4(конц)=SO2+CuSO4+2H2O

Многие ме (Cr,Al,Ti,Fe,Ni,Cu и др.) в конц кислоте пассивируются(оксидная и солевая пассивация), но в ряде случаев пассивация «снимается» в горячей кислоте. Так, медь реагирует с конц серной к-той при темп-рах вышет 90C0

Получение серной кислоты и сероводорода в промышленности

Серную кислоту получают контактным и, реже, нитрозином (башенным) способами.

Триоксид серы бурно реагирует с водой, образуя серн к-ту:

HSO3Cl+H2O=H2SO4+HCl

Раствор SO3 в H2SO4 имеет техническое название олеум, вязкое в-во.

Некоторое кол-во получают окислением в сернокислотном р-ре, при этом кат-ром служит смесь оксидов азота и (нитрозный метод):

2SO2+O2+H2O=2H2SO4

SO3+H2O=H2SO4

Сероводород получают разложением сульфидов железа или кальция соляной кислотой:

CaS+2HCl=H2S+CaCl2

или синтезом из элементов (особо чистый сереводород):

H2+S=H2S

При взаимодействии горячих растворов сульфидов с серой образуются полисульфиды, производные полисероводорода H2Sx

Ассоциация молекул фтороводорода. Дифторид калия

при нейтрализации HF гидроксидом калия происходит р-ия:

получение: H2+F2=2HF

CaF2+H2SO4=2HF+CaSO4

фтороводород-газ с резким запахом. Резко выраженная склонность молекул HF к ассоциации в связи с образованием водородных связей, что обусловлено высокой ст. полярности связи H – F. Ассоциаты переменного состава(HF)n образуются не только в твердом и жидком, но и в газообразном фтороводороде.

плавиковая кислота – HF

KOH+2HF=KHF2+H2O

SiO2+4HF=SiF4+2H2O

SiF4+2HF=H2[SiF6]

TaF5+KF=K[TaF6]

U+3F2=UF6

2HF+KOH=KHF2+H2O-дифторид калия

KHF2+KOH=2KF+H2O

Общая характеристика и химические свойства платиновых металлов

Платина и металлы её группы встречаются в природе в весьма рассеянном состоянии. Платина, иридий, палладий в горных породах и месторожд. развиты как в самородном виде соединений: поликсен (Pt, Fe), ферроплатина (Pt, Fe), невьянскит (Ir, Os) , сысертскит (Os, Ir).

Все платиновые металлы светло-серые и тугоплавкие, платина и палладий пластичны, осмий и рутений хрупкие. Красивый внешний вид благородных металлов обусловлен их инертностью.

Все платиновые металлы химически довольно инертны, особенно платина. Они растворяются лишь в «царской водке» с образованием хлоридных комплексов:

3Pt+4HNO3+18HCl=H2[PtCl6]+4NO+8H2O

При окислении металлов кислородом воздуха образуются оксиды различного состава (OsO4, RuO4, PtO, PdO

При нагревании все платиновые металлы реагируют с хлором и фтором (PtCl2, OsCl4, RuCl3)

В растворах платиновые металлы существуют только в виде комплексных соединений.

Общая характеристика и хим св-ва галогенов

находятся в 7А подгруппе F, CL,Br, I, At. P-элементы,ns2np5. Хар-ны окисл. Св-ва. F — сильнейший ок-ль, макс. Значение электроотриц., характерно валент. Сост. Равное 1, ст.окис.(-1). У CL-At ст.окисл. От (-1) до (+7)

Хим. Св-ва:

1.F2 реагирует со всеми кроме O2 и N2

2NaJ+F2=J2+2NaF

SiO2+2F2=SiF4+O2

2H2O+2F2=4HF+O2(OF2;O3;H2O2)

2.S+3F2=SF6

Ag+F2=AgF2

U+3F2=UF6

3.Г2+H2O=HГO+HГ

4.J2+KJ=KJ3

5.2KJ+Г2=2KГ+J2

2KBr+Г2=2KГ+Br2

6.Na2S2O3+4Г2+5H2O=2H2SO4+6HГ+

2NaГ(Г=CL,Br)

Сопоставление кислотно-основных и окислительно-восст св-в кислородосод к-т галогенов.

HCLO — хлорноватистая к-та

HCLO2 — хлористая к-та;

HCLO3 – хлорноватая к-та

HCLO4 – хлорная к-та, не ок-ль

сила к-т увеличивается сверху вниз

HBrO – бромноватистая к-та

HBrO3 – бромноватая к-та

HIO – иодноватистая к-та

HIO3 — иодноватая к-та

H3JO6 — иодная

H2O+Г2=H+-+HOГ(Г=CL,Br,J)

Г2+2KOH=KOГ+KГ+H20

CL2+Ca(OH)2=CaOCL2+H2O

CaOCL2+2HCL=CaCL2+CL2+H2O

2HOCL=2HCL+O2(свет)

4HCLO2=HCL+HCLO3+2CLO2+H2O

3J2+10HNO3=6HJO3+10NO+2H2O

Водородные соединения галогенов: получения и св-ва

получение:

CaF2+H2SO4(конц)=2HF+CaSO4(t)

H2+CL2=2HCL(свет)

NaCL+H2SO4=HCL+NaHSO4

NaCL+NaHSO4=Na2SO4+HCL

PГ3+3H2O=H3PO3+3HГ (Г=Br,J)

Свойства:

1.HГ+H2O=H3O+-

2.плавиковая к-та HF

KOH+2HF=KHF2+H2O

SiO2+4HF=SiF4+2H2O

SiF4+2HF=H2[SiF6]

TaF5+KF=K[TaF6]

3.2KMNO4+10HCL(конц)=2MnCL2+5CL3+2KCL+8H2O

NaCL+H2SO4(конц)=HCL+NaHSO4

2NaBr+3H2SO4(конц)=2NaHSO4+Br2+SO2+2H2O

2NaI+5H2SO4(конц)=4Na2SO4+4J2+H2S+4H2O

Реакции хромата(дихромата) калия с вос-ми в кислой, нейтр. и щел. среде

Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, а дихроматы — в кислой.

в кислой среде:

K2CrO4+2HNO3=K2Cr2O7+H2O+2KNO3

K2Cr2O7+14HCL(конц)=3CL2+2CrCL3+2KCL+7H2O

2K2CrO4+2HNO3=K2Cr2O7+H2O+2KNO3

в щелочной среде:

K2Cr2O7+2KOH=2K2CrO4+H2O

в нейтральной среде:

Общая хар-ка и хим св-ва Cu, Ag, Au(меди, серебра, золота)

Наиболее активный Cu, самый пассивный Au. У всех атомов электронный провал d10s1 Тенденция Cu +1,+2,+3, Ag +1,+2, Au +1,+3,+5

Э+Cl2=(t) CuCl2,AgCl,AuCl3

Все ме не растворяются в минеральных к-тах. Cu,Ag легко растворяются в азотной к-те, Au-боится

Хим св-ва

Все ме устойчивы в чистом сухом воздухе

4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O

Медь окисляется до (+2)

Cu+2H2SO4(конц,гор)=CuSO4+SO2+2H2O

3Cu+8HNO3(разб)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O

Cu+4HNO3(конц)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O

Серебро до(+1)

2Ag+2H2SO4(конц,гор)=Ag2SO4+SO2+2H2O

3Ag+4HNO3(разб)=3AgNO3+NO+2H2O

Ag+2HNO3(конц)=AgNO3+NO2+H2O

Золото растворяется в царской водке

Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O кислоты конц)

2Au+6H2SeO4=Au2(SeO4)3+3SeO2+6H2O

Все раствор-ся в водных р-рах цианидов:

2Cu+8NH3*H2O+O2=2[Cu(NH3)4](OH)2+6H2O

Общая хар-ка и хим св-ва элементов подгруппы цинка

Все двухвалентные. Несмотря на положение в оболочке d-элем, они имеют мало свойств, связано с устойчивостью полностью заселенной d-оболочки. Усиление поляризации и уменьшение полярности связей в послед Mg(2)<Zn<Cd<Hg является отражением переходом от р<d<f-оболочкам

Хим св-ва

типичные ме, Hg- жидкость, раствор многие ме, такие р-ры называют амальгамами. Zn, Cd покрыты оксидной пленкой.

Zn+2H+=Zn2++H2

Cd+2H+=Cd2++H2

Hg+H+=нет

Растворение Hg:

Hg+4HNO3(конц)=Hg(NO3)2+2NO2+2H2O

3Hg+8HNO3(разб)=3Hg(NO3)2+2NO+4H2O

6Hg+8HNO3(разб)=2NO+2Hg(NO3)2+4H2O

Zn-амфотерен:

Zn+2KOH+2H2O=K2[Zn(OH)4]+H2

Zn+2KOH=(спл)K2ZnO2+H2

Zn+4HNO3(конц,гор)=Zn(NO3)2+NO2+2H2O

4Zn+10HNO3(разб,гор)=Zn(NO3)2+N2O+5H2O

Zn-единственный элемент группы кот раствр-ся в водных р-рах щелочей с образованием тетрагидроксоцинкатов ме:

Zn+2OH-+2H2O=[Zn(OH)4]2-+H2

Реакции термического разложения некоторых кислых солей (NaHCO3,NaH2PO4,Na2HPO4,NaHSO4)

При температуре 60°C гидрокарбонат натрия распадается на карбонат натрия, углекислый газ и воду (процесс разложения наиболее эффективен при 200°C):

2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2↑

NaH2PO4=H2O+KPO3

2Na2HPO4=K4P2O7+H2O

2NaHSO4=H2O+Na2SO7

Общая характеристика и химические свойства подгруппы скандия.

Общая характеристика и химические свойства подгруппы скандия (Sc,Y,La,Ac)

Получение: перевод в Э2О3 или ЭГ3, далее электролизом или восстановлением оксидов с помощью Са или Mg. Проявляют валентность 3. По свойствам схожи со щелочноземельными и щелочными металлами. Взаисодействуют с водой:

La+H2O = La(OH)3 + 3/2 H2

Отлично растворяются в минеральных кислотах:

8Э + 30НNO3разб = 9H2O + 8Э(NO3)3 + 3NH4NO3

Оксиды: сжигание металлов, прокаливание карбонатов и оснований. Основные свойства, кроме Sc2O3 – он амфотерен.

Sc2O3 + 2NaOH = 2NaScO2 + H2O

Гидроксиды: р-р соли + щелочь или водный р-р аммиака

Sc(OH)3 точнее ScO(OH) амфотерен

ScO(OH) +3NaOH+H2O = Na3[Sc(OH)6]

Соли – в основном галогениды и сульфаты, растворимость, как у щелочных и щел-земельных.

Скандий дает комплексы:

ScCl3 + 3NaCl = Na3[ScCl6]

ScF3 + CaF2 = Ca[ScF5].Иттрий дает комплексы только при нагревании, остальные комплексов не образуют.

Соединения хрома(2 и 3): получение и св-ва

получение Cr(3)

K2Cr2O7+2C=Cr2O3+K2CO3+CO

(NH4)Cr2O7=Cr2O3+N2+4H2O

получение Cr(2)

Cr(СО)6 =CrO+CO2

Св-ва:

1.4CrO+O2=2Cr2O3

2.Cr2O3+2KOH=(спл)2KCrO2+H2O

Cr2O3+3SO3=Cr2(SO4)3

Cr2O3+6KOH(изб)+3H2O=2K3[Cr(OH)6]

3.CrCL3+3Na2CO3+3H2O=2Cr(OH)3+3CO2+6NaCL

4.2CrCL2+2H2O=2CrCL2(OH)+H2

Образование аммиакатов и гидроксокомплексов ме и их разрушение кислотами и при нагревании.

Аммиакаты — продукты взаимодействия солей с аммиаком, комплексные соединения. Их получают либо взаимодействием солей с NH3 в водном растворе, либо действием газообразного или жидкого NH3 на твердые соли. Например, аммиачный комплекс меди образуется в результате реакции:

Cu2+ + 4NН3 → [Cu(NH3)4]2+

образование гидроксокомплексов

CrCL3+6NaOH=Na3[Cr(OH)6]+3NaCL

Pt(OH)4+NaOH(изб)=Na2[Pt(OH)6]

Zn+2KOH+2H2O=K2[Zn(OH)4]+H2

Разрушение гидроксокомплексов

2K3[Cr(OH)6]+3H2O2=2K2CrO4+2KOH+8H2O

Хромовый ангидрид, хроматы и дихроматы: получение и хим.св-ва. Хромовая смесь.

Получение:

Na2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + Na2SO4 + H2O

Cr2O3+3KNO3+4KOH=(спл)2K2CrO4+3KNO2+2H2O

Cr2O3+3Br2+1OKOH=2K2CrO4+6KBr+5H2O(t)

2KCrO4+H2SO4=K2CrO7+K2SO4+H2O

хим. св-ва:

CrO3 (недост.) + H2O → H2CrO4

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7.

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑(при нагревании)

4CrO3 + 3S → 2Cr2O3 + 3SO2↑ (сильный ок-ль)

хроматы реагируют с основными оксидами и гидроксидами натрия и калия

дихроматы, как и хроматы, в кислой среде являются сильными окислителями

K2Cr2O7 + 14HCl = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

Хромовая смесь — смесь концентрированной серной кислоты и дихромата калия; при действии серной кислоты на бихромат образуется хромовый ангидрид CrO3.

Общая хар-ка и хим св-ва Mn, Tc, Re(марганца, технеция и рения)

7 подгруппа, d-элементы. Сверху вниз восст активность уменьшается. Mn заметно отличается по свойствам от Tc и Re: последние 2 близки друг к другу, объясняется близостью их атомных и ионных радиусов. У Mn жизнь +2,+4,+6,+7 Tc, Re смещена к +7. Вывод о неустойчивости в кислой среде и склонности к реакциям диспропорц-я состояний Mn(+3) Mn(+6). Tc, Re, они в водных р-рах редко встречаются. В побочной подгруппе сверху вниз устойчивость мак-ной положительной ст ок возрастает.

Хим св-ва

С О2

Mb+O2=Mno2; 4Tc+7O2=2Tc2O7(t=450-500)

4Re+7O2=2Re2O7(t=400)

Во влажном воздухе Tc , Re окисляются до кислород-щих к-т HЭО4

С галогенами Г= Cl,F,I

Mn+Г2=MnГ2(t=200, если F2=MnF3)

Tc+3F2=TcF6(t=400)

Tc +2Cl2=Tc Cl4(t=400, TcCl6)

2Re+7F2=2ReF7(t=700)

2Re+5Cl2=2ReCl5(t=400)

С простыми в-вами

Mn+S=MnS(t=1600)

3Mn+N2=Mn3N2(t=1200)

Косвенным путем

2HЭO4+7H2S=ЭS7+8H2O

Mn в отличие от Tc, Re, вытесняет водород из разбавленных Hcl, H2SO4

Mn+2HCl =MnCl2+H2

Mn+H2SO4=MnSO4+H2

Mn+2HOH=Mn(OH)2+H2(t=150)

В холодной воде Mn устойчив, т к покрыт плотной оболочкой

Mn+2HOH+2NH4Cl=MnCl2+2(NH3*H2O)+H2

Кислоты- сильные ок-ли при нагревании взаимод-т

Mn+2H2SO4(конц)=MnSO4+SO2+2H2O

3Mn+8HNO3(разб)=Mn(NO3)2+2NO+4H2O

Э+7HNO3(к)=HЭO4+7NO2+3H2O(Э=Tc,Re)

На холоде азотная к-та пассивирует Mn.

Tc-взаимодействует с царской водкой, Re-c конц-ным р-ром пероксида водорода:

3Tc+18HCl(к)+4HNO3(к)=3H2[TcCl6]+4NO+8H2O

2Re+7H2O2(к)=2HReO4+6H2O

Re-неустойчив в среде расп-ной щелочи в присутвии ок-ля

4Re+4NaOH+7O2=4NaReO4+2H2O

Соединения марганца (2): пол-е и св-ва. Диоксид марганца, манганаты и перманганаты.

Mn+2H+=Mn2++H2

[Mn(H2O)6] бледно розовый, комплексы 2+

Mn2++OH-(без O2)=Mn(OH)2=(t)MnO+H2O

2Mn(OH)2+O2+2H2O=2Mn(OH)или(MnO2*xH2O)

Гидроксид Mn(+2) проявляет практически основные св-ва. Растворимые соли умеренно гидролиз-ся в водном р-ре:

Mn2++HOH=MnOH++H+

Сульфид MnS-это слаборастворимое в воде и растворимое в разб-ных р-рах кислот соед-е:

MnCl2+(NH4)2S=MnS+2NH4Cl

В очень жестких условиях гидроксид Mn проявляет признаки амфотерности:

Mn(OH)2+2NaOH(к)=Na2[Mn(OH)4]

MnO2+H2=MnO+H2O(нагревание)

Mn(OH)2=MnO+H2O(нагревание в атмосфере N2)

Диоксид Mn более устойчив, характерны в кислой среде окислительные св-ва, но в жестких условиях MnO2 может проявлять и восст-е св-ва

4MnO2+O2+12NaOH=4Na3MnO4+6H2O(t=800)

Манганат M2Mn2O4(M=Na,K) получают окислением, при нагревании

2MnO2+O2+4KOH=2K2MnO4+2H2O

Манганаты проявляют и ок-е и восст-е св-ва

8HCl()+K2MnO4= MnCl2+2Cl2+2KCl+4H2O

2K2MnO4+Cl2+2KMnO4+2KCl

При нагревании до 500 они разлагаются

3K2MnO4=2K3MnO4+MnO2+O2

Соли марганцовой к-ты наз-ся перманганатами. Кристалл-кий перм-т калия разлагается при 2000С:

2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2

KMnO4-сильные окислители.

Марганцовая кислота и ее ангидрид

HMnO4 – сильный ок-ль, неассоциированный электролит в разб. водных р-ах. Существует только в водных растворах

в промышленности получают электрохим. Ок-ем манганатов — на аноде протекате процесс:

MnO42—e=MnO4-

3 H2MnO4 = 2 HMnO4 + MnO2 + 2 H2O

Mn2O7 — ангидрид марганцевой к-ты, сильный окислитель

получение: 2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O

разлагается 2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2; Mn2O7 = 2MnO2 + O3

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4

Реакции перм-та калия с восст-ми в кислой, нейтр-ной и щелочной средах

Перманганат анион Mn+7O4

В кислой среде (+5э) катион Mn2+

2KMn+7O4+5K2SO3+3H2SO4=2Mn+2SO4+6K2SO4+3H2O

В нейтральной среде (+3э) оксид марганца Mn+4O2

2KMnO4+3K2SO3+H2O=2Mn+4O3+3K3SO4+2KOH

В щелочной среде (+1э) манганат анион Mn+6O4

2KMnO4+K3SO4+2KOH=2K2Mn+6O4+K2SO4+H2O

Общая хар-ка и хим св-ва Fe, Co, Ni(железа, кобольта, никеля)

Для элементов семейства железа, характерно преобладание горизонтальной повторяемости св-в над периодичностью в вертикальных столбцаж соответст-щих групп. Характерные ст ок-я: Fe +2,+3,+6; Co +2,+3; Ni +2,+3,+4 При переходе от железа к никелю повышается устойчивость низшей степени ок-я и понмжается устойчивость более высоких ст ок-я.

Хим св-ва

Все три ме горят в атмосфере кислорода, образуя оксиды Fe2O3, CoO, NiO. Они реагируют с расплавленной серой, активно с хлором, бромом и йодом. При более 5000 ме обратимо взаимодействуют с С

3M+C=M3C

C кислотами взаим-ют при нагревании

M+2H3O++4H2O=[M(H2O)6]2++H2

В холодных конц к-тах ме пассивируются. В HNO3(разб) устойчивые ст ок-я

Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O

3Co+8HNO3=3Co(NO3)2+2NO+4H2O

Активно Fe взаим-ет с водой, в отличие Co,Ni, при температуре ниже 600, оно окисляется:

3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2

При более высоких темп-рах равновесие влево. Только железо подвергается коррозии под действием атмосферной влаги и воздуха:

4Fe+2H2O+3O2=4FeO(OH)

Ме Fe,Co,Ni взаим-ют при нагревании с конц-ными р-рами щелочей, образуя гидроксокомплексы:

Fe+2NaOH+2H2O=Na2[Fe(OH)4]+H2

Эти ме разрушаются также расплавами щелочей:

4Co+4NaOH+3O2=4NaCoO2+2H2O

Никель устойчив к действию р-ров и расплавов щелочей.

Пирометаллургические способы получения металлов(свинец, медь, цинк) из сульфидных руд

1.- 2PbS+3O2=2PbO+2SO2

PbO+C=Pb+CO

- PbS+2O2=PbSO4

2PbSO4+2SiO4=2PbSiO3+2SO2+O2

PbSiO3+CaO+CO=Pb+CaSiO3+CO2

2.2CuFeS2+5O2+2SiO2=2Cu+2FeSiO3+4SO2

3.2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2

2ZnO+C=2Zn+CO2

Окислительное действие нитрата калия и хлората калия при нагревании(сплавлении)

MnO2+KNO3+2KOH=K2MnO4+KNO2+H2O

Cr+3KNO3+2KOH=K2CrO4+3KNO2+H2O

KCLO3+H2SO4=K2SO4+2HCLO3

Получение Fe, Ni, Cr, Mn(железа, никеля, хрома и марганца) в промышленности

Fe: 2Fe2O3+6CO=4Fe+6CO2; доменный процесс, восст метаном

Ni: NiO+C=Ni+CO(t)

Cr: Fe(CrO2)2+4C=Fe+2Cr+4CO

Cr2O3+2AL=2Cr+AL2O3(t)

Mn: MnO2+2C=Mn+2CO(t)

Получение и св-ва гидроксидов и солей железа(2 и 3). Качественные р-ции на ионы железа

Получение гидроксидов железа(2 и 3):

Fe2++2OH-=Fe(OH)2

FeCL3+3NaOH=Fe(OH)3+3NaCL

Получение солей железа(2 и 3):

2FeCL3+2KI=2FeCL2+I2+2KCL

Качественные реакции:

FeCL3+K4[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+3KCL

Fe3++CNS-=Fe(CNS)2+; Fe(CNS)2+; Fe(CNS)3

Общая характеристика и химические свойства подгруппы ванадия

Ванадий довольно широко распространен в природе и составляет около 0,005% от общего числа атомов земной коры. Однако богатые месторождения его минералов встречаются весьма редко. Помимо подобных месторождений, важным источником сырья для промышленного получения ванадия являются некоторые железные руды, содержащие примеси соединений этого элемента.

Содержание ниобия (2•10–4 %) и тантала (2•10–5 %) в земной коре значительно меньше, чем ванадия. Встречаются они главным образом в виде минералов колумбита [Fe(NbO3 )2 ] и танталита [Fe(TaO3 )2 ], которые обычно смешаны друг с другом.

Технологическая переработка руд V, Nb и Та довольно сложна. Для получения свободных элементов может быть использовано взаимодействие их окислов Э2 О5 с алюминием по схеме:

ЗЭ2 О5 + 10Al = 5Аl2 О3 + 6Э

ЗЭ+5HNO3+21HF=3H2[ЭF7]+5NO+0H2O

Ванадий растворяется только в кислотах, являющихся одновременно сильными окислителями, например, азотной:

3V + 5HNO3 = 3HVO3 + 5NO + Н2 О

Растворы щелочей на рассматриваемые металлы не действуют.

V.

V2O5 + 5Ca = 5CaO+2V;

2VCl3 + 3Mg== 3MgCl2+2V,

V2О3 + 3C = 3CO+2V,

2VI3 = 2V+3I2

4V + 12NaOH + 5O2 = 4Na3VО4 + 6H2О

V + 4H2SО4 = V(SО4)2 + 2H2О + 2SО2

3V + Fе3С = V3С + 3Fе

6V + 2NН3 = 2V3N + 3Н2

V2О2 + 2NH3 = 2VN + 2H2О + H2

VO + H2SО4 = VSО4 + H2О

Nb.

2Nb2O5 + 5NbC = 9Nb + 5CO3,

4Nb+4NaOH+5О2 = 4NaNbO3+2H2О

2Nb + 5Cl2 = 2NbCl5

Nb2O5 + 3Nа2СО3 = 2Nа3NbO4 + ЗС02

Nb2O5 + Н2 = 2NbО2 + Н2О

2NbO + 3Cl2=2NbOCl3

2NbO + 6HCl = 2NbOCl3 + 3H2

К2[NbOF5] + 3Na = NbO + 2KF + 3NaF

NbCl5 + 4H2О = 5HCl + H3NbО4

Ta.

4Та+5О2 = 2Та2О5,

2Ta + 5Cl2 = 2TaCl5,

Ta + 2S = TaS2

2Ta +N2 = 2TaN

3Та2О5 + 10А1 = 5А12О3 + 6Та;

2TaCl5 = Ta + 5Cl2;

K2TaF7+5Na = Ta + 5NaF + 2KF

Та2О5 + 2NаОН = 2NаТаО3 + Н2О

Та2О5 + 3Nа2СО3 = 2Nа3ТаО4 + 3СО2

Та2O5+ 10НС1==2ТаС15+5Н2О

2K2TaF7+2H2SO4+5H2O=Ta2O5+2K2SO4+14HF

4ТаС+9О2 = 2Та2О5+4СО2

Общая характеристика и химические свойства подгруппы титана

На долю титана приходится около 0,2% от общего числа атомов земной коры, т. е. он является одним из весьма распространенных в природе элементов. Доля циркония составляет 3 •10–3% и гафния – 5 •10–5%. Минералов ильменит (FeTiO3 ), рутил (TiO2 ), циркон (ZrSiO4 ), баддалеит (ZrO2 ).

В свободном состоянии элементы подгруппы титана обычно получают путём восстановления их хлоридов магнием по схеме:

ЭCl4 + 2 Mg = 2 MgCl2 + Э (при нагрев., в атм. Ar).

. В обычных условиях вполне устойчивы по отношению к воздуху и воде. С соляной, серной и азотной кислотами взаимодействует только титан, тогда как HF и царская водка растворяют все три металла по реакциям, например:

Zr + 6HF = H2 [ZrF6 ] + 2Н2

3Zr+12НСl+4HNO3=3ZrCl4 + 4NO + 8H2O

При высоких температурах реагируют с Hal, O2, S, C, N2.

4 Тi + 6 HCl = 2 TiCl3 + 2 TiH2 + H2.

2TiN+4KOH+2H2O=2K2TiO3+2NH3+H2

Для элементов подгруппы титана характерны пероксидные соединения.

TiO22+ + 3 H2O2 = TiO84- + 6 H+.

Нитрат четырёхвалентного титана был получен при -80 °С по реакции:

TiCl4 + 4 ClNO3 = 4 Cl2 + Ti(NO3)4

Из других производных Ti, Zr и Hf наибольшее значение имеют галогениды типа ЭГ4:

ЭО2 + 2 С + 2 Г2 = 2 СО + ЭГ4.

ZrГ4 + Н2О= ZrOГ2 + 2 HГ и

ZrCl4 + Cl2O = 2 Cl2 + ZrOCl2.

Для всех рассматриваемых соединений очень характерно комплексообраз. (H2[TiF6] и пр.)

2Ti(ОН)3+O2+ 2 H2O = 2 Ti(OH)4 + H2O2.

2 TiCl3 = TiCl4 + TiCl2.

4 TiCl3 + O2 +2 H2O = 4 TiOCl2 + 4 HCl.

2 ЭГ3 = ЭГ4 + ЭГ2.

Гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ получение

Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью

Оксиды.Получение

Все оксиды (кроме Li2O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na2O2 + 2Na →2Na2O

KO2 + 3K→2K2O

Химические свойства

Типичные основные оксиды.

Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li2O + H2O = 2LiOH

Na2O + SO3 = Na2SO4

K2O + 2HNO3 = 2KNO3 + H2O

Пероксид натрия Na2O2

1. Сильный окислитель:

2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + 2Na2SO4 + 2H2O

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2

2. Разлагается водой:

Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2

Надпероксид калия KO2

Получение

2Na + O2 = Na2O2

Гидриды реагируют с водой и кислородом:

MeH + H2O = MeOH + H2 ; 2MeH + O2 = 2 MeOH

Получение

2Na + H2 =2NaH

Гидроксиды щелочных металлов. Белые, кристаллические вещества,;хорошо растворимы в воде В водных растворах диссоциированы.

Получение

1. Электролиз растворов хлоридов:

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2

катод: 2H+ + 2ē= H02

анод: 2Cl- - 2ē =Cl02

2.Обменные реакции между солью и основанием:

K2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2KOH

3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

Li2O + H2O = 2LiOH

Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2

Химические свойства.

2LiOH+H2SO4=Li2SO4+2H2O

2KOH+CO2=K2CO3+H2O

KOH+Al(OH)3=K[Al(OH)4]

при прокаливании разлагается на оксид и воду

2LiOH→Li2O+H2O

пероксиды и надпероксиды реагируют с водой:

Ме2O2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2

2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2

с кислотными оксидами и кислотами:

Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4 + H2O2

4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2

являются сильными окислителями:

Me2O2+2FeSO4+2H2SO4→Fe2(SO4)3+Me2SO4+2H2O

но могут и сами окисляться:

5Me2O2+2KMnO4+8H2SO4→2MnSO4+5Me2SO4+

K2SO4+8H2O+5O2

Получение4 Li + O2 2 Li2O, 2 Na + O2 Na2O2

K + O2 = KO2

Общая характеристика ИНДИЯ, АЛЮМИНИЯ, ТАЛЛИЯ, ГАЛЛИЯ

Свойства его аналогов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2nр1 и могут проявлять степень окисления +3

Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность

В рядуАl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличивается основность гидроксидов, Аl(ОН)3 и Gа(ОН)3 — амфотерные основания

Химические свойства

-Реакции с щелочами при сплавлении протекают таким образом:

2AI+6KOH ——>- 2КзАЮ3+ЗН2 А12О3+2КОН ——v 2KA1O,+H2O А1(ОН)3+КОН ——>• КА1О2+2Н2О

при избытке щелочи

2А1+6КОН +6Н20→2Кз[А1(ОН)6]+ЗН2

А12О3+6КОН+ЗН2О →2Кз[А1(ОН)6] [Ai(OH)3(H2O)3]+3KOH→Кз[А1(ОН)6]+ЗН20

- с кислородом:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

- с галогенами:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

- с азотом, образуя нитрид алюминия:

2Al + N2 = 2AlN

- с углеродом, образуя карбид алюминия:

4Al + 3С = Al4С3

-Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4

- с водой (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

- Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2

- 2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2In + 6HCl = 2InCl3 + 3H2

2In + 6HF + 3H2O2 = 2InF3 + 6H2O

2In + 6H2SO4 = In2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (при нагревании)

In + 2H2SO4 + 3,5H2O= HIn(SO4)2·3,5H2OЇ+2H2(на холоде)

in + 4HNO3 = In(NO3)3 + NO + 2H2O

In(OH)3 = In2O3 + H2O

4In(NO3)3 = 2In2O3 + 12NO2 + 3O2

In2O3 + 3H2 = 2In + 3H2O

3Ga2O + 2P4 --> 6GaP + P2O3

6GaCl + P4 --> 4GaP + 2GaCl3

Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос

Особенности соед-ия ЛИТИЯ по сравнению с щел.Ме

В отличие от щелочных металлов, почти все соли которых хорошо растворимы в воде, литий образует малорастворимый фторид LiF карбонат Li2CO3 и фосфат Li3PO4.

В реакциях образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2 = 2LiCl(галогениды)

6Li + N2 = 2Li3N(нитриды)

2Li + 2C = 2Li2C2(карбиды)

Типичные основные оксиды.Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2 ;Li2O + H2O = 2LiOH

RОH сильные основания (щелочи) (основность увеличивается в ряду LiOH NaOH KOH RbOH CsOH); реагируют с кислотными оксидами и кислотами:2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

LiOH + HCl =LiCl + H2O

Литий находится в основном в виде алюмосиликатов и алюмофосфатов. Из литиевых минералов наиболее важны сподумен Li2О·Аl2О3·4SiO2

Получение. Поскольку содержание лития в рудах мало, их предварительно обогащают

1) сернокислотный метод

Li2O·Аl2О3·4SiO2 + H2SO4= Li2SO4 + Аl2O3·4SiO2·H2O

2)Еще один основан на реакции восстановления оксида:

Si + 2Li2O SiO2 + 4Li

Хим-ие св-ва

-наиболее трудно окисл-ый из щ-ых Ме ,реагирует в сравнительно мягких условиях с С и N2 образуя соответственно нитрид Li3N, карбид Li2С2 и силицид Li6Si2

-образует слабые комплексные соед-ия

-min радиус катиона,max поляризующее действие наиболее ковалентные связи,мощно гидрированный ион

-при термическом разложении образуется Li2O

2Li + Cl2 = 2LiCl(галогениды)

2Na + S = Na2S(сульфиды)

2Na + H2 = 2NaH(гидриды)

6Li + N2 = 2Li3N(нитриды)

2Li + 2C = 2Li2C2(карбиды)

Нахождение в природе

Li

Li2O ∙ Al2O3 ∙ 4SiO2 сподумен

Na

NaCl каменная соль

Na2SO4 ∙ 10H2O глауберова соль (мирабилит)

NaNO3 чилийская селитра

K

KCl ∙ NaCl сильвинит

KCl ∙ MgCl2 ∙ 6H2O карналлит

K2O ∙ Al2O3 ∙ 6SiO2 полевой шпат (ортоклаз)

Особенности соединения БЕРИЛИЯ по сравнению с др щелочными Металлами

Физические свойства

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t╟пл. и t╟кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Получение

Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF2 + Mg═ t═ Be + MgF2

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и покрыт ыинертной оксидной пленкой, поэтому устойчив по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяется в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:Be + 2H2O═ t═ Be(OH)2 + H2

2. Реакция с кислородом

2Ве + O2 = 2ВеО

3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения: Бериллий сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

Be + Cl2 = BeCl2 (галогениды)$Be + S = BeS

ЗВе + N2 = Be2N2

2Ве + С (графит) = Вe2С

4. Все металлы растворяются в кислотах:

Be + 2НСl (разб ) = ВеСl2 + H2

3Ве + 8HNO3 (разб , гор ) = 3Ве(NО3)2 + 2NO + 4Н2О

И щелочах Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

Be + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2

Оксиды.Получение.Ве(ОН)2=BeO +Н2О;ВеСО3=BeO+CO2

BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O

BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O

BeO + 2NaOH (к) + H2O = Na2[Be(OH)4]

BeO + 2HCl (к) = BeCl2 + Н2О

BeO + H2SO4 (к) = ВеS04 + H2O

Be(OH)2 - нерастворим в воде, растворяется в щелочах) Be(OH)2 - амфотерный гидроксид

Ве(ОН)2 + 2HCl (разб.) = BeCl2 +2H2O

Ве(ОН)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4)

Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2Н2O

2Ве(ОН)2 + СО2 = Ве2СО3(ОН)2 + H2О

Ве(ОН)2 + 2HF (разб) = BeF2 + 2Н20

Ве(ОН)2 + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2Н2O

Be(OH)2 + 2NaOH (изб) = Na2[Be(OH)4]

Общая хар-ка и хим св-ва Cr, Mo, W(хрома, молибдена и вольфрама)

Тугоплавкие, хрупкие, механически прочные и твердые мет. Серебристо-серый цвет. 6Б-подгруппа. ст.окисл.:Cr-(0),(+2),(+3),(+6); Mo, W-(0),(+4),(+5),(+6)

ковалентные связи между атомами. Валентность может достигать 8.

Хим.св-ва:

1.Cr+2HCL(разб)=CrCL2+H2

Cr+H2SO4(разб)=CrSO4+H2

4Cr+12HCL+O2=4CrCL3+4H2+2H2O

Cr пассивируется в к-ах-ок-ях, устойчив в царской водке, ра-ры щелоч. Не действуют

2.W+4HF+6HNO3=H2[WO2F4]+4H2O+

6NO2

Mo+4HF+6HNO3=H2[MoO2F4]+4NO2+ 6H2O

Mo, W раств в щел в присутствии окисл.

3.в царской водке Mo+6HCL+2HNO3=H2[MoCL6]+2NO+3H2O

4.Cr пассивируется HNO3(конц)

Mo+4HNO3(конц)=H2MoO3+4NO2+H2O

5.в минер. к-ах раств. только Cr(HCL,H2SO4(разб))

6.Э+KCLO3+2KOH=(спл.)K2ЭO4+KCL+H2O

7.Mo+2S=MoS2; Mo+C=MoC; Mo+3F2=MoF6

W+3CL2=WCL6; Cr+2F2=CrF4; 2Cr+N2=2CrN

Гидролиз солей (по катиону, по аниону, одновременный гидролиз двух солей)

По катиону: Соли образованные слабым основанием (Fe(OH)2, Pb(OH)2,Cu(OH)7, NH4OH) и сильной кислотой (H ClO4,HClO3,HNO3,H2SO4,HCl,HI,HBr). Катион соли связывает, гидроксид-ион OH- воды, образуя слабый электролит (основание). Показывают кислую реакцию среды, pH<7

Ktn++H2O=KtOH(n-1)+H+

NH4I-NH4OH-слабое осн-е,HI-сильная к-та

NH4I+HOH=NH4OH+HI

NH4++H2O=NH4OH+H+

По аниону: Соли образованные сильным основанием (LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH,Ca(OH)2,Sr(OH)2,Ba(OH)2) и слабой кислотой(HClO2,HClO,HNO2,H2SO3,H2CO3,H2SiO3,H3PO4,H3PO3,H3BO3,CH3COOH,H2S,HCN,HF) подвергаются гидролизу по аниону. Связывает катион H+ молекулы воды, слабый эл-т (кислоту) Показывают щелочную реакцию среды, pH>7

An-+H2O=HA(n-1)+OH-

KNO2-KOH-сильная к-та,KNO2-слабая одноосновная к-та

KNO2+HOH=KOH+HNO2

NO2-+H2O=OH-+HNO2

Одновременный гидролиз:

Соли образованные слабым основанием и слабой к-той, гидрол-ся и по катиону и по аниону. Реакция растворов солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. (pH=7) Это зависит от констант дисс-ции слабой к-ты и слабого осн-я, кот-е образ-ся в результате гидролиза.

Kt++A-+H2O=KtOH+HA

CH3COONH4-CH3COOH,NH4OH-слабые эл-ты

CH3COO-+NH4++H2O=CH3COOH+NH4OH

( Соли образ-ные сильной к-той и сильным осн-ем. Эти соли не гидролизуются.)

Соседние файлы в папке теория 2 сем