03, Н3Р04 — слабые кислоты; H2S04, НС1, HN03 — сильные кислоты;

Cu(OH)2, Zn(OH)2, A1(0H)3, Fe(OH)2, Mg(OH)2 -слабые основания;

КОН, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 — сильные основания.

Пример 9. Какова окраска лакмуса в водных растворах солей:К2Б04, K2C03, NaN03, КС1, FeCl3, K2S,ZnS04?

Решение.

Учтите, что красная окраска лакмуса указывает на кислую реакцию раствора (наличие в растворе ионов Н+). Это случай, когда соль гидролизуется по катиону или же диссоциирует кислая соль сильной кислоты, например KHS04, при диссоциации которой образуются ионы Н+ . Синяя окраска лакмуса свидетельствует о щелочной среде, что возможно при гидролизе соли по аниону. Фиолетовую окраску лакмус имеет в нейтральной среде. Это возможно, если соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (мало различающимися по силе), гидролизуется одновременно по катиону и аниону или же соль гидролизу не подвергается.

Пример 10. Какая соль в каждой из указанных ниже пар гидролизуется сильнее:

а) ВеС12 и MgCl2; б) (NH4)2S и NH4C1; в) K2S03 и К2С03; г) FeS04 и Fe2(S04)3; д) Na2S и Na2Se?

Решение.

Учтите, что:

а) Ве(ОН)2 — основание более слабое, чем

Mg(OH)2;

б) H2S — слабая, а НС1 — сильная кислота;

в) Н2С03 — кислота более слабая, чем H2S03;

г) Fe(OH)3 — основание более слабое, чем

Fe(OH)2;

д) H2S — кислота более слабая, чем H2Se.

Пример 11. Почему водные растворы солей с многозарядными катионами рекомендуется готовить в подкисленном растворе?

Решение.

Учтите, что гидролиз солей может быть подавлен, т.е. равновесие гидролиза смещено влево, при введении в раствор ионов Н+, если гидролиз соли идет по катиону, или ионов ОН", если гидролиз идет по аниону.

ГЛАВА VI. НЕМЕТАЛЛЫ

ВОДОРОД

Электронная конфигурация атома: 1S1.

Степени окисления: +1, -1.

Физические свойства. Водород — газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, хорошо растворим в некоторых металлах (Ni, Pd, Pt).

Получение:

J. Лабораторные способы

1.Взаимодействие металлов с кислотами:

Zn-f 2НС1 = ZnCl2+H2t.

2.Взаимодействие алюминия с водными растворами щелочей:

2Al+2NaOH+6H20 = 2Na[Al(OH)4]-f 3H2t. II. Промышленные способы

1. Электролиз растворов щелочей и солей:

2NaCl+2H20 - H2t+Cl2t+2NaOH.

2. Пропускание паров воды над раскаленным

углем при температуре 1000 °С:

с+н2о CO+H2t.

3. Конверсия метана при 300 С:

сн4+н2о -> CO+3H2t.

4. Железопаровой способ:

3Fe-f 4Н О = FeqO+4Н91\

Химические свойства:

1. Реакции с неметаллами.

При обычных условиях водород реагирует лишь со фтором: Н2+F2 — 2HF.

Взаимодействие с хлором происходит на свету:

Н2+С12 = 2НС1, а с бромом и иодом — при сильном нагревании.

При поджигании происходит взаимодействие водорода с кислородом с образованием воды:

2Н2 + 02 = 2Н20.

При пропускании водорода через расплав серы образуется сероводород: 2H2+S = 2H2S.

При взаимодействии с азотом в присутствии железа в качестве катализатора происходит обратимый процесс образования аммиака:

2H2+N2 -> 2NH3.

2.Восстановительные свойства водород проявляет в реакциях с оксидами металлов: CuO+H2 = Cu+H20.

3.Окислительные свойства водород проявляет при взаимодействии с активными металлами: H2+2Na = 2NaH.

Образующиеся гидриды легко гидролизуют-ся водой и кислотами: NaH+HCl = NaCl+H2t.

ГАЛОГЕНЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

Общая характеристика. Подгруппу галогенов составляют элементы фтор (F), хлор (С1), бром (Вг) и йод (I). Электронные конфигурации внешнего слоя галогенов имеют вид ns2np5 (п=2,3,4 и 5). Степени окисления: от -1 до +7 (для фтора только -1).

Молекулы галогенов двухатомны. Окислительная способность галогенов в ряду F2—С12— —Вг2—12 ослабляется. Это подтверждается процессами вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:

Br2+ 2HI = 12+ 2НВг

С12 + 2KBr=Br2 + 2KCL

Физические свойства. При обычных условиях F2 — газ, который трудно окисляется, С12 — также газ, но окисляется легко, Вг2 — жидкость, 12 — твердое вещество.

Получение:

1. Электролиз растворов и расплавов галоге-

нидов.

2. Окисление галогеноводородных кислот:

Мп02 + 4НС1 = MnCl + С12Т + 2Н20,

K2Cr207+ 14НС1 = ЗС12Т + 2КС1 + СгС13 + 7Н20,

2KMn04 + 16НС1 = 2MnQ2 + 5CLt + 8Н20 + 2КС1.

Химические свойства. Наибольшей актив-

ностью обладает фтор. Большинство элементов

даже при комнатной температуре взаимодей-

ствует со фтором, выделяя большое количество

теплоты. Во фторе горит даже вода:

2F2+2H20 = 4HF + 02.

Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует, подобно фтору:

2Fe + ЗС12 = 2FeCl3,

2Р,Й . + 5С1 = 2PCL.

(бел) 2 5

При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:

С12 + Н20 <± НС1 + нею.

Смесь соляной (НС1) и хлорноватистой (НСЮ) кислот называется хлорной водой. НСЮ неустойчива и разлагается на свету с выделением атомарного кислорода:

НСЮ - НС1 + ОТ.

При взаимодействии хлора со щело