![]() |
|
|
Химия. Решение задаччами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохло-ридов: С12 + Са(ОН)2 = Са(С1)ОС1 + Н20. При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция: ЗС12+6КОН = 5КС1+КС103+ЗН20. Бром, как й хлор, растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод практически в воде не растворим. Галогеноводород и галогеноводородные кислоты Сила кислот при обычных условиях в ряду HF—НС1—НВг—HI уменьшается. HF и НС1 получают взаимодействием их твердых солей с концентрированной серной кислотой при нагревании: СаС12 + H2S04 (конц, = CaS04 + 2HClt НВ2 и HI получить таким способом нельзя, поскольку они — сильные восстановители и окисляются серной кислотой: 2KBr + 2HJ3Q = K2S04 + Br2 + 2Н20 + S02, SKI + 6H2S04(KOHII , = 4K2S04 + 4I2+ 4H20 + H2S. Поэтому HBr и HI получают гидролизом соответствующих галогенидов фосфора: РВг3+ ЗН20 = ЗНВг + Н3Р03. Все галогеноводороды очень хорошо растворимы в воде. При этом образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Сила кислот в ряду HF—НС1—HBr—HI увеличивается (HF — слабая кислота, остальные кислоты — сильные). Все галогениды металлов, за исключением солей Ag и РЬ, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогенидов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа Ag+ + НаГ = AgHabl как качественную для обнаружения соответствующих ионов. В результате реакции AgCl выпадает в виде осадка белого цвета, AgBr — темновато-белого, Agl — ярко-желтого цвета. В отличие от других галогеноводородных кислот, HF взаимодействует с оксидом кремния с образованием газообразного фторида кремния (IV): Si02+ 4HF - SiF4t + 2Н20. Кислородосодержащие соединения галогенов Наиболее важным из таких соединений являются кислородосодержащие кислоты хлора типа НС10п (п=1-4) и соответствующие им соли. В ряду НСЮ—НС102—НСЮ3—НС104 сила кислот увеличивается. Из солей кислородосодержащих кислот хлора наибольшее значение имеет бертолетова соль (хлорат калия) КСЮ3. В лабораторной практике КС103 используется для получения 02 (в присутствии Мп02 в качестве катализатора). 2КСЮ3 = 2КС1 4- 302. В отсутствие катализатора хлорат калия при нагревании диспропорционирует: 4КС10Ч = КС1 + ЗКСКУ. 6 4 КИСЛОРОД Электронная конфигурация атома: ls22s22p4. Степени окисления: -2, -1 (в пероксидах), 4- 2(F20). Аллотропные модификации. 02 — кислород, 03 — озон. Озон — газ с резким запахом, неустойчив. Физические свойства. Кислород — бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде. Получение: 1. В промышленности — перегонка жидкого воздуха. 2. В лаборатории — реакции термического разложения: 2KMn04 = К2Мп04 + Мп02 + 02t, 4K2Cr207 = 4К2СЮ4 + 2CraO, + 302t, 2KN03 = 2KN02 + 02Т, 2КС103 = 2КС1 4- 302Т. Химические свойства. Кислород в реакциях со всеми элементами (кроме фтора) является окислителем. 1. Реакции с неметаллами происходят в основном при нагревании. 4Р + 502 = 2Р205, s + o2 = so2, с + o2 = co2. Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200 °С или в электрическом разряде: N2 + 02 <± 2NO - Q. 2. Реакции с активными металлами происходят при комнатной температуре, например: 4Li + 02 = 2Li20. При нагревании натрия в сухом кислороде образуется пероксид натрия: 2Na + 02 = Na202, а при нагревании калия — надпероксид: К + 02 = ко2. З.При взаимодействии сложных веществ с кислородом образуются оксиды соответствующих элементов: 2H2S + 302 = 2S02 + 2H2Q. Еще более сильным окислителем, чем кислород, является озон. Озон получают пропусканием электрического разряда через кислород: 302 <± 203 - Q. Качественной реакцией на озон является его взаимодействие с йодидом калия (с кислородом эта реакция не идет): 2KI + 03 + Н20 = I2 + 2КОН + 02. Выделившийся йод фиксируют по посинению крахмала. СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ Электронная конфигурация атома: [Ne]3s23p4. Степени окисления: -2, +4, +6. Аллотропные модификации. Ромбическая, моноклинная, пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, молекулы которой состоят из восьми атомов. Физические свойства. Сера — твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Получение. 1.Неполное окисление сероводорода: H2S + 02 = 2S + 2Н20 (недостаток 02). 2.Реакция Валенродера: 2H2S + S02 = 3Si + 2Н20. Химические свойства: 1. Окислительные свойства сера проявляет при взаимодействии с металлами: Fe + S = FeS, Mg + S - MgS. Последняя реакция протекает при комнатной температуре. 2.Восстановительные свойства сера проявля-ет в реакциях с сильными окислителями: S + 02 = so2. Сера растворяется в концентрированных кислотах-окислителях: S + 2H2S04(KOH4) = 3S02 + 2H20, S + 6HN03 M = H2S04 + 6N02 + 2H20. При кипячении в растворах щелочей сера может диспропорционировать: 3S + 6КОН = K2S03 + 2K2S + 3H20. Сероводород, сероводородная кислота. Сульфиды При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция:
н2 + S -> H2S, с очень малым выходом сероводорода H2S. Обычно H2S получают де |
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 |
Скачать книгу "Химия. Решение задач" (1.54Mb) |
[каталог] [статьи] [доска объявлений] [прайс-листы] [форум] [обратная связь] |
|
Введение в химию окружающей среды. Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей
среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги
заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в
разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности.
Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и
атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на
химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах.
Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии
университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга
читателей.
Химия и технология редких и рассеянных элементов. Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов
химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии
лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во
второй
части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана,
лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В
третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия,
тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание
уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В
технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика
рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов
производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие
составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по
1972 год включительно.
|
|