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 SnS 2
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 ,
Гидроксилами́н NH2OH—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) H 3 PO 2
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
| |
|
|
Обсуждений еще не было, будьте первым... ↓↓↓
|
|
|
Популярное:
©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (186)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...
Система поиска информации
Мобильная версия сайта
Удобная навигация
Нет шокирующей рекламы
|
2019-08-13
186
Обсуждений (0)