Взаимодействие металлов с серной кислотой.
Взаимодействие серной кислоты с металлами проходит различно в зависимости от её концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Из-за этого она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода, например:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.
Но свинец не растворяется в разбавленной кислоте, поскольку образующаяся соль PbSO4 нерастворима.
При взаимодействии с малоактивными металлами, например, с медью, кислота восстанавливается до SO2:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как SO2, так и свободная сера и сероводород. Так, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.
Получение серной кислоты и сероводорода в промышленности.
Стадии производства серной кислоты:
1. Обжиг сульфидов:
4FeS2 + 11O2 (t)= 2Fe2O3 + 8SO2
2. Каталитическое окисление SO2 (контактный мет од):
2SO2 + O2 (V2O5, t) → 2SO3
Или окисление диоксидом азота (нитрозный метод):
SO2 + NO2 → SO3 + NO↑.
3. Поглощение SO3
SO3 + H2O → H2SO4
В промышленности сероводород получают как побочный продукт при очистке нефти, природного и промышленного газов.
Взаимодействие неметаллов с концентрированными серной и азотной кислотами.
Концентрированные серная и азотная кислоты являются сильными окислителями. В азотной кислоте окислителем служит азот в степени окисления +5, в серной кислоте – сера в степени окисления +6.
|
|
|
Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO2:
S + 6HNO3(конц) = H2SO4 + 6NO2(газ) + 2H2O
3P+5HNO3(конц)+2H2O -> 3H3PO4+5NO(газ)
Концентрированная серная кислота очень активно взаимодействует с неметаллами.
Реакцию растворения углерода в горячей концентрированной серной кислоте можно представить уравнением
С + 2 Н2SO4(конц) = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О
При окислении серы горячей концентрированной серной кислотой в качестве продукта окисления и продукта восстановления образуется диоксид серы:
S + 2 Н2SO4(конц) = 3 SO2 + 2 Н2О
Концентрированная серная кислота окисляет бромид — и иодид-ионы до свободных брома и иода:
2 КВг + 2 Н2SO4(конц) = К2SО4 + SO2 + Вr2 + 2Н2О
2 КI + 2 Н2SО4(конц) = К2SO4 + SO2 + I2 + 2 Н2О
Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции двойного обмена:
NаСl + Н2SO4(конц.) = NаНSO4 + НСl
Получение водорода в промышленности.
промышленное получение водорода
C + H2O=(t) CO + H2
CH4 + H2O=(t,кат) CO + 3H2
2CH4 + O2 =(t,кат) 2CO + 4H2
2H2O=(эл.ток) 2H2 + O2
Общая характеристика и химические свойства галогенов.
|
|
|
Получение хлора, брома и хлората калия в промышленности.
Водородные соединения галогенов: получение и свойства.
Ассоциация молекул фтороводорода. Дифторид калия.
Окислительное действие хлора и брома в щелочной среде.
Оксиды хлора и иода: получение и свойства.
Сопоставление кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислородсодержащих кислот галогенов.
Получение и гидролиз галогенангидридов.
. общая хар-ка: в природе галогены встр в виде соед с металлами. хлориды, бромиды и йодиды в больших кол-вах присут в воде морей и океанов. при комн температуре F2 и Cl2 – газы, Br2 – жидкость , I2 – кристал вещ-во
химич св-ва: вален возм атомов: у фтора – 1, у осталь – 1,3,5,7. степ окис: у фтора только минус 1, у осталь минус 1, +1, +3, +5, +7. в случае брма хлора и йода возможны другие степ ок
фтор- самый реакционноспособный элем. т. к. у него самая высокая электроотрицательность, маленький размер атома, отсут d-орбитали. при комн темпер фтор реагирует со всеми простыми вещ-ми, кроме O2, N2, He, Ne и Ar. в атмосфере фтора воспламеняется большинство порошкообразных металлов и немет, например
Ag + F2 = AgF2 ; 2Fe + F2 = 2FeF3 ; P4 + 10F2 = 4PF5
легко реаг фтор со слож вещ-ми, простым и кварцевым стеклом: SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
|
|
|
если осталь галогены раств в воде и слабо взаимод с ней, то фтор энергично реагир с водой
2F2 + H2O =OF2 + 2HF
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
врем хранение фтора и проведение р-ий осуществ в ёмкостях, изготов из монель-металла. на поверх изделий из этого сплава в атмосфере фтора обр прочная, химически инертная пленка фторидов.
как уже отмечалось, осталь галогены раств в воде, их растворимость понижается в ряду Cl2-Br2-I2. в этом же ряду ослабевает взаимод Г2 с молекулами воды по ур-ю:
Г2 (р-р) + H2O =(обратимо) H с плюсом + Г с минусом + HOГ
константы равновесия этой р-ии при комн темпер для Cl2 – 10 в минус 4, для Br2 – 10 в минус 9, для I2 – 10 в минус 11
при растворении Г2 в р-ах щелочей указанное равновесие смещается вправо:
Г2 + 2NaOH = NaOГ + H2O
в горячей воде мол-лы HOГ, получающиеся за счет взаимод Г2 с холод водой, диспропорционируют, и суммарный процесс описыв ур-е: 3Г2 + 3H2O=(t, обратимо) HГO3+5HГ
3Г2 + 6KOH =(t) KГO3 + 5KГ + 3H2O
реакционная способность галогенов резко ослабев от фтора к йоду. в реаль практике несмотря на то, что термодинамически хлор более сильный окислитель, чем бром, химики предпоч испль именно бром в качестве окислителя, т к Br2 – жидк, а Cl2- газ при обыч усл
получение хлора, брома и хлората калия в промышл:
|
|
|
2KCl + 2H2O =(эл.ток) 2KOH + H2 + Cl2
2NaBr + Cl2 = Br2 + 2KCl
хлорат калия - Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O, затем 3KClO = KClO3 + 2KCl
водородные соед галогенов: получение и св-ва:
фтороводод и хлоро водород получают действуя на крист-ие фториды и хлориды конц серной : CaF2 кр + H2SO4 конц = CaSO4 + 2HF, NaCl кр+ H2SO4к = NaHSO4 + HCl
получение HBr(г) и HI(г) в подоб усл невозм из-за окисления получающихся галогенводородов конц серной, наиболее распростр способы получения бромоводорода, йодоводорода – гидролиз галогенангидридов, например:
PBr3 + 3H2O = H3PO4 + 3HBr
I2 + H2S = S + 2HI
BaI2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HI
HF – газ, наименее приближенный к инеальному; HF (ж) похож на воду (имеет электропроводность близкую к электропр воды)
темпер кипения жидких HCl HBr HI отрицательны, HF (ж) кипит при 19,5
в ряду HF – HCl - HBr – HI снижается термодинам устойчивость соед, резко умень термическая устойчивость, возрастает восс-ая активность и увелич сила кислот в водн р-ре
ассоциация молекул фтороводорода: в водном растворе HF, наз плавиковой к-ой, отмечается сильная межмолекулярная ассоциация, приводящая к тому, что основная форма существования частиц в растворе – димеры (HF)2. при нейтрализации плавиковой к-ы щелочью обр гидрофториды: 2HF + KOH = KHF2 + H2O, и лишь при избытке щелочи достигается полная нейтрализация
я не знаю про дифторид калия, ничего не нашла(
окислительное действие хлора и брома в щелочной среде:
При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:
С12 + 2 NaOН = NaС1 + NaClО + Н2О
Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:
3 С12 + 6 NаОН = 5 NаСl + NаС1O3 + 3 Н2О
3 С12 + 6 КОН = 5 КСl + КС1O3 + 3 Н2О
Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.
При растворении брома в растворе щелочи на холоду образуются соли кислот:
Вr2 + 2 NаОН = NaBr + NаВrО + Н2О
оксиды хлора и йода: получение и св-ва:
удобным лабор методом получения Cl2O явл р-я:
2HgO+2Cl2=HgO*HgCl2 + Cl2O
при комн темп Cl2O – красновато-желтый газ, мол-ла полярна и имеет уголковое строение
Cl2O + H2O = 2HOCl
больший интерес предст ClO2, можно получить:
3KClO3+3H2SO4=3KhSO4 + 2ClO2 + HClO4 + H2O
2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2ClO2 + 2NaHSO4 (промыш)
2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 +2CO2 + 2ClO2 + 2H2O
ClO2 – бурый газ, мол-ла полярна и парамагнитна, имеет уголковое строение, формально явл ангидридом двух кислот
2ClO2 + 2NaOH = NaClO2 + NaClO3 +H2O
реагир с водой:
6ClO2 + 2H2O = HCl + 5HClO3
а также:
5P4 + 20ClO2 = 4P4O10 + 4PCl5
Cl2O6 – красноватая жидкость, образуется в р-ии: 2ClO2 +2O3 = Cl2O6 +2O2
также может рассм как смешанный ангидрид, поскольку в р-ре идет след процесс:
Cl2O6 + 2NaOH = NaClO3 + NaClO4 + H2O
наиболее стабильным кислородным соед хлора явл Cl2O7 – ангидрид хлорной к-ты, бесцв маслянистая жидк
получается при обезвоживании хлорной к-ты P4O10. мол-ла предст собой два тетраэдра
пероксидно есоед Cl2O8 можно получить: 2AgClO4 + I2 = Cl2O8 + 2AgI
соед нестабильно, сильный окисл
все оксиды хлора могут взрываться!
I2O5 –бесцв кристалы, получ при термич разложении: 2HIO3 = (250град) I2O5 + H2O
I2O5 термически устойчив до 300 градусов. проявл окисл св-ва, исполь для обнар CO:
I2O5 + 5CO = 5CO2 + I2
I2O4 и I4O9 предст собой солеподобные соед
I2O4 = (IO)IO3 йодат йодила
I4O9 = I(IO3)3 йодат йода (3)
сопоставление кислотно-основных и окислительно-восстановительных св-в кислородсодеращих кислот галогенов
HOCl, HOBr, HOI - малостабильные соединения, известны только в водных р-рах, слабые электролиты, хорошие ок-ли в кислых средах
2HOCl=(hv) 2HCl+O2 ; 2HOCl = (CuCl2,безвод) Cl2O+H2O; 3HOCl =(t) HClO3+2HCl
HOCl-HOBr-HOI окислительная активность и сила кислот ослабевает
из к-т HГO2 известна лишь хлористая HClO2 (хлорит), устойчива в водных р-рах
BaO2+2ClO2=Ba(ClO2)2+O2;
Ba(ClO2)2+H2SO4=BaSO4+2HClO2
к-ты HГО3 (галогенноватые) известны все, варианты получения:
2NaClO3+H2SO4=Na2SO4+2HClO3;
Br2+5Cl2+6H2O=2HBrO3+10HCl;
I2+5H2O2=2HIO3+4H2O
3Г2+6КОН=(t) 5КГ+КГО3+3Н2О(t);
3MeOГ=(t) 2МеГ+МеГО3
все к-ты HГО3 - активные окислители
2НIO3+5H2C2O4=I2+10CO2+6H2O; HIO3+5HI=3I2+3H2O
в ряду HClO3-HBrO3-HIO3 падение силы кислот и ослабление окисл активности
к-ты высш степ окис (+7) наз uалогенные кислоты:
Cl2O7+H2O=2HClO4(на холоду) ;
КClO4+H2SO4=KHSO4+HClO4;
NaBrO3 + F2 +2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O
I2+7MnO2+7H2SO4=2HIO4+7MnSO4+6H2O
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
Клюшников ???
Дата добавления: 2018-08-06; просмотров: 2531; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!