Физическая география часть 34

4N02 + 2Н20 + 02 – 4HN03.

При взаимодействии N02 со щелочами образу­ются соответствующие нитриты и нитраты:

2N02 + 2NaOH – NaN02 + NaNOs + H20,

Оксид азота (V) N2Os при обычных услови­ях — прозрачные бесцветные нестойкие кристал­лы. Их получают обезвоживанием азотной кислоты оксидом фосфора:

2HN03 + Р205 – 2НР03 + N205.

При взаимодействии N2O5 с водой образуется азотная кислота:

N205 + Н20 – 2HN03.

Азотистая кислота HN02 является слабой ки­слотой. Она неустойчива и существует только в раз­бавленных растворах. Азотистая кислота — слабый окислитель:

2HI + 2HNOa – I2 + 2NO + 2НаО

и сильный восстановитель:

HN02 + С12 + Н20 – HN03 + 2НС1.

Азотная кислота HN03 — бесцветная жидкость, неограниченно смешивающаяся с водой. При хра­нении на свету она частично разлагается:

4HN03 <=i 4N02 + 2НаО + 02.

Получение. В промышленности азотную кисло­ту получают из аммиака, в лаборатории — действи­ем серной кислоты на нитраты при нагревании;

KN03(TB) + H2s04(kohit) – khso4 + HN03f.

Химические свойства. 1. Кислотные свойства. HN03 — очень сильная кислота, и для нее харак­терны все реакции кислот:

CuO + 2HN03 – Cu(N03)2 + Н20,

КОН + HN03 – KN03 + Н20.

2. Окислительные свойства. HN03 — силь­ный окислитель. Состав продуктов окисления за­висит от концентрации кислоты, природы восстано­вителя, температуры. Восстановление HN03 может протекать следующим образом:

N03 + 2Н+ + 1е N02 + Н20,

N03 + 4Н+ + Зе NO + 2Н20,

2N03 + 10Ц+ + 8е N20 + 5Н20, 2N03 + 12Н+ + 10е N2 + 6Н20,

NO3 + 10Н+ + е NH4 + ЗН20.

Первая реакция протекает между слабыми вос­становителями (Си, Ag) и концентрированной HN03, последняя — между очень сильными вос­становителями (Mg) и очень разбавленной HN03.

Концентрированная HN03 не взаимодействует при обычных условиях с Fe, А1 и Сг, которые она пассивирует за счет образования оксидной пленки, однако при сильном нагревании HN03 растворяет и эти металлы.

Концентрированная азотная кислота не раство­ряет золото, но смесь, состоящая из одного объема концентрированной HN03 и трех объемов концен­трированной соляной кислоты (царская водка) пе­реводит золото в растворимое состояние:

Au + HN03 + 4НС1 – Н[АиС14] + NO + 2Н20.

Концентрированная HN03 окисляет большин­ство неметаллов до их высших степеней окисления:

ЗР + 5HN03 + 2Н20 – ЗН3Р04 + 5NO, S + 2HN03 – H2S04 + 2NO, ЗС + 4HN03 – 3C02 + 4NO + 2Н20.

Качественной реакцией на N03 является выде­ление бурого газа N02 при подкислении раствора и его взаимодействии с металлической медью:

2NaN03 + 2H2S04 + Си – — 2N02 + CuS04 + Na2S04 + 2H20.

Разложение нитратов. Все нитраты по их тер­мической устойчивости можно разделить на четыре группы.

1. Нитраты щелочных металлов при нагрева­нии разлагаются на нитриты и кислород, напри­мер:

2NaN03 – 2NaN02 + 02.

2. Большинство нитратов менее активных ме­таллов (от щелочно-земельных металлов до меди) разлагаются на оксид металла, N02 и кислород:

2Ca(N03)2 – 2СаО + 4NOa + 02, 2Zn(N03 )2 – 2ZnO + 4N02 + 02, 2Fe(N03)2 – Fe203 + 4NOa + l/202.

3. Нитраты наиболее тяжелых металлов разла­гаются на свободный металл, N02 и кислород:

Hg(N03)2 – Hg + 2N02 + 02, 2AgN03 – 2Ag + 2N02 + 02.

4. Нитрат аммония разлагается до N20:

NH4NO3 – N20 + 2H20.

Фосфор и его соединения

Фосфор. Электронная конфигурация атома: [Ne]3s23p .

Степени окисления: -3, +3, +5.

Аллотропные модификации. 1. Белый фос­фор — кристаллический порошок, ядовит, самовоз­горается на воздухе, химически активен. 2. Крас­ный фосфор — кристаллический порошок, устой­чив, неядовит, химически инертен. Известны так­же черный фосфор и несколько аморфных алло­тропных форм.

Получение. Белый фосфор получают из фосфата кальция при нагревании его с песком и углем:

Са3(Р04)2 + 3Si02 + 5С – 3CaSi03 + 5СО+ 2Р.

Химические свойства. 1. Реакции с просты­ми веществами. При обычных условиях на возду­хе тонкоизмельченный белый фосфор самовоспла­меняется:

4Р + 502 – 2Р205.

При недостатке кислорода образуется оксид фос­фора (III):

4Р + 302 – 2Р203.

При взаимодействии с хлором фосфор образует хлориды фосфора (III) и (V):

2Р + ЗС12 – 2РС13,

2Р + 5С12 – 2РС15, которые легко гидролизуются:

РС13 + ЗН20 – Н3РОэ + ЗНС1, РС15 + 4Н20 = Н3Р04 + 5НС1.

При взаимодействии с активными металлами. фосфор образует фосфиды, например:

3Li + Р – Li3P.

Фосфиды полностью гидролизуются водой и ки­слотами с выделением фосфина РН3:

Са3Р2 + 6Н20 – ЗСа(ОН)2 + 2PH3f.

2. Реакции со сложными веществами. Фосфор растворяется в кислотах-окислителях:

ЗР + 5HN03 + 2Н20 – ЗН3Р04 + 5NO.

Фосфии РН3 — ядовитый газ. По своим хими­ческим свойствам он напоминает аммиак, но явля­ется более слабым основанием и более сильным вос­становителем. На воздухе фосфин самопроизвольно воспламеняется:

РН3 + 202 – Н3Р04.

Оксид фосфора (V) Р2Ов — белое кристалличе­ское вещество. Он энергично взаимодействует с во­дой, а также отнимает воду от других соединений.

При реакции с водой в первую очередь образуется метафосфорная кислота НР03:

Р205 + Н20-2НР03,

при кипячении раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота Н3Р04:

НР03 + Н20= Н3Р04.

При нагревании Н3Р04 можно получить пиро- фосфорную кислоту Н4Р207:

2Н3Р04 – Н4Р2От + Н20.

Рг®5 — типичный кислотный оксид, он реаги­рует с основными оксидами и основаниями:

Р2Об + ЗСаО – Са3(Р04)2, Р2Об + 6NaOH = 2Na3P04 + 3H20.

Ортофосфорная (фосфорная) кислота Н3Р04 — белое твердое вещество, хорошо растворимое в воде. Это трехосновная кислота средней силы, в водном растворе она диссоциирует ступенчато. Н3Р04 образует три типа солей: дигидрофосфа – ты (NaH2P04), гидрофосфаты (СаНР04), фосфаты (Ва3(Р04)2). Все дигидрофосфаты растворимы в во­де. Из гидрофосфатов и фосфатов в воде раствори­мы только соли щелочных металлов и аммония.

Качественная реакция на фосфорную кислоту и ее соли:

3Ag + Р04 — Ag3P04 (ярко-желтый осадок).

11. УГЛЕРОД, КРЕМНИЙ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

Углерод и его соединения

Углерод. Электронная конфигурация атома: ls22s22рг.

Степени окисления: от -4 до +4.

Аллотропные модификации. 1. Алмаз. Б его кристаллах атомы углерода находятся в состоя­нии вр3-гибридизации и образуют прочные кова – лентные сг-связи. 2. В графите атомы углерод^- находятся в состоянии вр2-гибридизации и распо­ложены в параллельных слоях. 3. Карбин — ли­нейный полимер (ер-гибридизация).

Химические свойства. Углерод в свободном состоянии является типичным восстановителем. При окислении кислородом в избытке воздуха он превращается в оксид углерода (IV):

с + о2 – со2,

при недостатке — в оксид углерода (II): 2С + 02 – 2СО.

При нагревании углерода в атмосфере оксида углерода (IV) образуется угарный газ’.

С + С02 – 2СО.

Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов:

2СиО + С – 2Си + С02.

При взаимодействии избытка углерода с окси­дами щелочно-земельных металлов образуются кар­биды:

СаО + ЗС – СаС2 + СО|.

Углерод растворяется в концентрированных сер­ной и азотной кислотах:

С + 2H2S04(KOH4) – C02f + 2S02f + 2Н20, С + 4HN03(KOHU) – C02t + 4N02f + 2H20.

Оксид углерода (II) СО — угарный газ. Это газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, ядо­вит. СО получают обезвоживанием муравьиной ки­слоты:

НСООН 1 ‘&gt; СО + Н20.

Оксид углерода (II) не взаимодействует в обыч­ных условиях с водой, кислотами и щелочами, од­нако при пропускании СО через расплав щелочи под давлением происходит следующая реакция:

СО + NaOH – HCOONa.

На воздухе СО горит синим пламенем: 2С0 + 02 – 2С02.

Он восстанавливает металлы из их оксидов:

NiO + СО 300°с) Ni + С02.

Оксид углерода (IV) и угольная кислота. Оксид углерода (IV) С02 — углекислый газ. Это газ без цвета и запаха, растворим в воде.

Получение. 1. В промышленности — обжиг из­вестняка:

СаС03 = СаО + С02.

2. В лаборатории — действие сильных кислот на соли угольной кислоты:

СаС03 + 2НС1 – СаС12 + C02f + Н20.

Химические свойства. С02 — типичный ки­слотный оксид. Он реагирует с основными оксида­ми и основаниями, образуя соли угольной кислоты:

Na20 + С02 – Na2C03, Са(ОН)2 + С02 – СаС0з4- + Н20.

Вторая из этих реакций — помутнение известковой воды — является качественной реакцией на С02.

При растворении С02 в воде частично образует­ся угольная кислота Н2С0з, при этом в растворе существует следующее равновесие:

Н20 + С02 pt Н2С03 А Н+ + HCOi J 2Н+ + СОз».

Угольная кислота — очень слабая, она неустой­чива и легко разлагается. Угольная кислота обра­зует два ряда солей: средние — карбонаты и ки­слые — гидрокарбонаты. Качественной реакцией на эти соли является выделение С02 при действии на них сильных кислот.

Кремннй и его соедннения

Кремний. Электронная конфигурация атома: [Ne]3s23p2.

Степени окисления: -4, +4.

Аллотропные модификации. 1. Кристалличе­ский кремний имеет алмазоподобную структуру. 2. Аморфный кремний — бурый порошок, более реакционноспособен по сравнению с кристалличе­ским.

Получение. Кремний получают восстановлени­ем Si02 избытком магния при нагревании:

Si02 + 2Mg – Si + 2MgO.

Химические свойства. Аморфный кремний ре­агирует с кислородом при нагревании:

Si + 02 – Si02, а также со всеми галогенами:

Si + 2С12 – SiCl4.

С активными металлами кремний образует си­лициды:

2Mg + Si – Mg2Si.

При действии на силициды соляной кислоты по­лучают простейшее водородное соединение крем­ния — силан SiH4:

Mg2Si + 4НС1 – 2MgCl2 + SiH4t-

Оксид кремния и кремниевая кислота. Оксид кремния Si02 — твердое, очень тугоплавкое веще­ство. Si02 — кислотный оксид, он является анги­дридом ряда кремниевых кислот, самая простая из которых — H2Si03.

Si02 растворим в плавиковой (фтороводородной) кислоте:

SiOa + 4HF – SiF4 + 2Н20.

При сплавлении Si02 взаимодействует с щело­чами и карбонатами щелочных металлов:

Si02 + 2NaOH – Na2Si03 + H2Ot, Si02 + K2C03 – K2Si03 + C02t.

Кремниевая кислота H2Si03 — очень слабая (слабее угольной). Соли кремниевой кислоты на­зывают силикатами. Растворы силикатов имеют сильнощелочную реакцию вследствие гидролиза.

12. ЩЕЛОЧНЫЕ И ЩЕЛОЧНО ЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Щелочные металлы

К щелочным металлам относятся литий (Li), на­трий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). Конфигурация внешнего электрон­ного слоя этих элементов — дя1. В своих соедине­ниях они проявляют единственную степень окисле­ния +1.

Физические свойства. Щелочные металлы — легкие, очень мягкие, имеют низкие температуры плавления и кипения.

Получение. Электролиз расплавов солей:

2NaCl – 2Na + Cl2.

Химические свойства.

1. Все щелочные металлы активно взаимодей­ствуют с водой1.

2Na + 2Н20 – 2NaOH + Н2|.

2. При взаимодействии с кислородом воздуха ли­тий превращается в оксид:

4Li + 02 – 2Li20. Натрий — в пероксид:

2Na + 02 – Na202, а калий, рубидий и цезий — в надпероксиды: К + 02 – К02.

Кислородные соединения щелочных металлов активно взаимодействуют с водой:

Li20 + Н20 – 2LiOH, Na202 + 2Н20 – 2NaOH + Н202.

3. Все щелочные металлы реагируют с неметал­лами при нагревании:

2Na + С12 – 2NaCl, 2К + S – K2S, 6Li + N2 – 2Li3N, 2Na + H2 – NaH, 2Li + 2C – Li2C2.

Почти все соли щелочных металлов хорошо рас­творимы в воде.

Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами: Li+ окрашивает пламя в красный цвет, Na+ — в жел­тый, а К+, Rb+, Cs — в фиолетовый.

Щелочно-земельные металлы

К щелочно-земельным металлам относят каль­ций (Са), стронций (Sr), барий (Ва) и радий (Ra). Кроме них в главную подгруппу II группы входят

бериллий (Be) и магний {Mg). Конфигурация внеш-

2

него электронного слоя этих элементов — пв , по­этому для них характерна степень окисления +2.

Получение. Электролиз расплавов солей:

СаС12 – Са + С12.

Химические свойства. Все щелочно-земельные элементы — типичные металлы, они менее реакци- онноспособны, чем щелочные металлы.

1. В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыта инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Са, Sr и Ва растворяются в воде с образованием ги­дроксидов, которые являются сильными основани­ями:

Ва + 2НаО – Ва(ОН)2 + H2f.

2. При взаимодействии с кислородом все элемен­ты второй группы, кроме бария, образуют оксиды:

2Са + 02 – 2СаО,

а барий — пероксид:

Ва + 02 – Ва02.

Оксиды щелочно-земельных элементов проявляют оснбвные свойства.

3. Щелочно-земельные элементы при нагрева­нии реагируют с неметаллами:

Mg + Br2 – MgBr2, Ca + S-CaS, 3Sr + N2 – Sr3N2, 3Ba+2P – Ba3P2, 2Mg + 2C – Mg2C2, Ba + H2-BaH2.

Качественной реакцией на щелочно-земельные металлы является окрашивание пламени их катио­нами: Са2+ окрашивает пламя в темно-оранжевый цвет, Sr2+ — в темно-красный, Ва2+ — в светло – зеленый.

13. АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Алюминий. Электронная конфигурация атома: [Ne]3s23p1.

Степень окисления: +3.

Физические свойства. Алюминий — сереб­ристо-белый, легкий металл, обладающий высокой тепло – и электропроводностью. Поверхность ме­талла покрыта тонкой, но очень прочной плен­кой оксида AI2O3, которая препятствует взаи­модействию с водой, концентрированными HNO3 И h2so4.

Получение. Электролиз расплава оксида А^Оз В присутствии криолита Na3AlFg:

2А1203 – 4А1 + 302.

Химические свойства. 1. Если с поверхности алюминия удалить защитную пленку Al203, то ме­талл взаимодействует с водой:

2А1 + 6Н20 – 2А1<ОН)3 + 3H2f.

2. Алюминий горит на воздухе, выделяя боль­шое количество теплоты:

2А1 + 3/202 – А1203.

Большое сродство алюминия к кислороду на­шло применение в алюмотермии (восстановлении металлов из их оксидов металлическим алюмини­ем):

Сг203 + 2А1 – 2Сг + А1203.

3. Алюминий реагирует с галогенами, при на­гревании — с серой, азотом и углеродом:

2А1 + ЗС12 – 2А1С13, 2A1 + 3S-A12S3, 2А1 + N2 – 2A1N, 4А1 + ЗС – А14С3.

Сульфид и карбид алюминия полностью гидро – лизуются:

A12S3 + 6Н20 – 2А1(ОН)з4. + 3H2St, А14С3 + 12Н20 – 4А1(ОН)з4. +’ЗСН4|.

4. Алюминий легко растворяется в соляной ки­слоте и в разбавленной серной кислоте:

2А1 + 6НС1 – 2А1С1з + ЗН2Т, 2А1 + 3H2S04 – A12(S04)3 + ЗН2|.

В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):

А1 + 4HN03 – A1(N03)3 + NOf + 2Н20.

При нагревании алюминий способен восстана­вливать концентрированные серную и азотную ки­слоты без выделения водорода:

2А1 + 6H2SO4(kohi0 – A12(S04)3 + 3S02f + 6Н20,

Al + бНШз(конц) – A1(N03)3 + 3N02T + 3H20.

Алюминий растворяется в растворах щелочей:

2А1 + 2NaOH + 6Н20 – 2Na[Al(OH)4] + 3H2f.

Оксид алюминия. В лаборатории оксид алюми­ния получают, прокаливая его гидроксид:

2А1(0Н)3 – А1203 + ЗН20.

Оксид алюминия с водой не взаимодействует, но растворяется в кислотах и щелочах:

А1203 + 6НС1 – 2А1С13 + ЗН20,

А1203 + 2NaOH + ЗН20 – 2Na[Al(0H)4],

При сплавлении со щелочами или карбонатами ще­лочных металлов он образует метаалюминаты:

А1203 + Na2C03 – 2NaA102 + C02t,

А1203 + 2NaOH – 2NaAl02 + H20f.

Гидроксид алюминия Al(OH)3 — белое студени­стое вещество, практически нерастворимое в воде, обладающее амфотерными свойствами. Гидроксид алюминия может быть получен обработкой солей алюминия щелочами или гидроксидом аммония:

А1Вг3 + ЗКОН – А1(0Н)з4. + ЗКВг.

В первом случае необходимо избегать избытка ще­лочи, в которой гидроксид алюминия растворяется:

А1(0Н)з + КОН – К[А1(0Н)4].

При слабом подкислении тетрагидроксоалюми – наты разрушаются:

Na[Al(OH)4] + С02 – А1(0Н)з4. + NaHC03.

14. ПЕРЕХОДНЫЕ МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

Переходные металлы — это элементы с валент­ными d – или /-электронами (элементы побочных подгрупп периодической системы). Эти элемен­ты обладают рядом характерных свойств: перемен­ные степени окисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных со­единений.

Хром и его соединения

Хром. Электронная конфигурация атома: [Ar]3d54e1.

Основные степени окисления: +2, +3, +6.

При высоких температурах хром горит в кисло­роде с образованием Сг203, при нагревании с гало­генами хром образует галогениды состава СгНа13.

Хром пассивируется холодными концентриро­ванными H2S04 и HN03, однако при сильном на­гревании он растворяется в этих кислотах:

2Cr + 6H2S04(KOHl0 – Cr2(S04)3 + 3S02 + 6Н20,

Сг + 6HN03(Boh, O – Cr(N03)3 + 3N02 + 3H20.

Хром растворяется в разбавленных сильных ки­слотах (НС1, H2S04). В этих случаях в отсутствие воздуха образуются соли Сг2+, а на воздухе — со­ли Сг3+:

Cr + 2НС1 – СгС12 + Н2, 4Cr + 12НС1 + 302 – 4СгС13 + 6Н20.

Соединения хрома (III). Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия. При действии щелочей на соли хрома (III) выпадает зеленый оса­док Сг(ОН)3:

Cr2(S04)3 + 6NaOH – 2Сг(ОН)з4. + 3Na2S04.

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах:

2Сг(ОН)3 + 3H2S04 – Cr2(S04)3 + 6Н20, так и в щелочах:

Сг(ОН)3 + КОН = К[Сг(ОН)4].

При прокаливании Сг(ОН)3 образуется оксид хрома (III) Сг203:

2Сг(ОН)3 = Сг203 + ЗН20.

Соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) (Сг03) — кислотный оксид. Он реагирует со щело­чами, образуя желтые хроматы СгО2, например:

Сг03 + 2КОН = К2Сг04 + Н20.

о

В кислой среде ион Сг04 превращается в ион Сг202- оранжевого цвета. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

0 . кислая среда „

2СгОГ + 2Н j ■ . =± Сг2ОГ + Н20.

щелочная среда

Все соединения хрома (VI) являются сильными окислителями.

Марганец и его соединения

Марганец. Электронная конфигурация атома: [Ar]3d54e2.

Основные степени окисления: +2, +4, +7.

Металлический марганец реагирует с кислота­ми, образуя соли марганца (И):

Mn + 2НС1 = МпС12 + H2f.

Оксид марганца (IV) Мп02 — соединение коричнево-черного цвета, не растворяется в воде. Он может быть получен термическим разложением Нитрата марганца (II):

\

Mn(N03)2 – Mn02 + 2N02.

Mn02 — сильный окислитель, который окисля­ет концентрированную соляную кислоту до хлора:

Мп02 + 4НС1 – МпС12 + Cl2f + 2Н20.

Перманганат калия КМп04 — кристаллы фи­олетового цвета, хорошо растворимые в воде. КМп04 — сильный окислитель. В кислой среде он восстанавливается до ионов Мп2+:

Мп04 + 8Н+ + 5е -+ Мп2+ + 4Н20,

в щелочной среде — до К2Мп04, а в нейтральной среде — до Мп02:

3K2S03 + 2КМп04 + Н20 – — 3K2S04 + 2Mn024. + 2КОН.

Железо и его соединения

Железо. Электронная конфигурация атома: [Ar]3d64e2.

Основные степени окисления: +2, +3.

Железо — металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Металли­ческое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид железа (II, III) Fe304:

3Fe + 4Н20(пар) pi Fe304 + 4Н2.

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 302 + 6Н20 – 4Fe(OH)3.

Взаимодействуя с галогенами при нагревании, железо образует галогениды железа (III):

2Fe + 3Br2 = 2FeBr3.

Железо легко вступает во взаимодействие с со­ляной и разбавленной серной кислотами:

Fe + 2НС1 – FeCl2 + H2f.

Fe + H2S04 – FeS04 + H2f.

Концентрированные кислоты — окислители (HN03, H2S04) пассивируют железо на холоде, од­нако растворяют его при нагревании:

2Fe + 6H2S04(KOHU) – Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20,

Fe + 6HNO3(KOHl0 – Fe(N03)3 + 3N02 + 3H20.

Соединения железа (И). Гидроксид железа (И) Fe(OH)2 можно получить при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeS04 + 2NaOH – Fe(OH)24_ + Na2S04.

Fe(0H)2 растворим в сильных кислотах:

Fe(OH)2 + H2S04 – FeS04 + 2Н20.

В присутствии кислорода Fe(OH)2 окисляется до ги – дроксида железа (III):

4Fe(OH)2 + 02 + 2Н20 – 4Fe(OH)3.

. Соединения железа (II) — сильные восстанови­тели, они легко превращаются в соединения желе­за {III) под действием окислителей:

3Fe(N03)2 + 4HN03 – 3Fe<N03)3 + NO + 2H20.

Соедниеиия железа (III). Оксид железа (III) Fe203 образуется при сжигании сульфидов железа:

4FeS2 + 1102 – 2Fe203 + 8S02

ИЛИ при Прокаливании солей железа:

2FeS04 – Fe203 + S02 + S03.

Fe203 растворим в сильных кислотах: Fe203 + 6НС1 – FeCl3 + 3H20.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 образуется при действии растворов щелочей на соли железа {III):

FeCl3 + 3NaOH – Fe{0H)34- + 3NaCl.

Соединения железа (III) — слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2FeCl3 + H2S – S + 2FeCl2 + 2HC1.

Медь н ее соединения

Медь. Электронная конфигурация атома: [Ar]3d104e[3].

Основные степени окисления: +1, +2.

Медь — довольно мягкий металл красного цве­та. Медь не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

Си + 2H2S04(KOH4) – CuS04 + S02t + 2Н20,

Си + 4HN03(KO„u) – Cu(N03)2 + 2N02T + 2Н20,

ЗСи + 8HN03(pBa6) – 3Cu(N03)2 + 2NOf + 4H20.

Соединения медн. Гидроксид меди (II) Си(ОН)2 образуется при действии щелочей на соли меди (II):

CuS04 + 2NaOH – Cu(0H)24. + Na2S04.

Гидроксид меди (И) — типичное основание. Прн сильном нагревании Си(ОН)2 разлагается:

Cu(OH)2 – СиО + Н20.

Оксид меди (II) СиО — вещество черного цве­та. Под действием газообразных восстановителей он превращается в медь:

СиО + СО – Си + С02.

Серебро и его соедииеиня

Серебро не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, ио растворяется в кислотах – окислителях.

2Ag + 2H2S04(Kohu) – Ag2S04 + S02T + 2H20, Ag + 2HN03(Kohu) – AgN03 + N02t + H20,

3Ag + 4HN03(pa36) – 3AgN03 + NOf + 2H20.

В большинстве соединений серебро проявляет степень окисления +1.

Растворимый нитрат серебра используется как реактив для качественного определения ионов СГ, Br», I»:

Ag+ + Г – AgU.

При добавлении NaOH к раствору AgN03 обра­зуется темно-коричневый осадок оксида серебра Ag20:

2AgN03 + 2NaOH – Ag204_ + 2NaN03 + H20.

Осадки AgCl и Ag20 растворяются в растворах аммиака с образованием комплексных соединений.

Цинк н его соединения

Цинк в соединениях проявляет только одну сте­пень окисления +2. В лабораториях его часто ис­пользуют для получения водорода из разбавленной соляной кислоты:

Zn + 2НС1 – ZnCl2 + H2t-

Оксид цинка ZnO проявляет амфотерные свой­ства, реагируя как с кислотами:

ZnO + H2S04 – ZnS04 + Н20, так И со щелочами:

ZnO + 2NaOH + Н20 – Na2[Zn{0H)4].

Гидроксид цинка Zn{OH)2 также проявляет ам­фотерные свойства. Он нерастворим в воде, но рас­творяется в кислотах и щелочах:

Zn(OH)2 + 2HN03 – Zn{N03)2 + 2Н20, Zn{OH)2 + 2NaOH – Na2[Zn(0H)4].

611

химия

Tat лица 15.1. Важнейшие функциональные группы. Обозначение Название

Классы соединений

Глава III. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

—F, —С1, —Br, —I —ОН ^>С—О

Галогенопроизводные Спирты, фенолы Альдегиды, кетоны

15. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

—С.

\

ОН

—N02 —nh2

Нитрогруппа Аминогруппа

Органическая химия — это химия соединений углерода (органических соединений).

Теория строения органических соединений

Основные положения: 1) атомы в молекулах со­единены между собой в определенном порядке хи­мическими связями в соответствии с их валентно­стью. Углерод во всех органических соединениях четырехвалентен.

2) Свойства веществ зависят не только от их ка­чественного и количественного состава, но и от по­рядка соединения атомов.

3) Атомы в молекуле взаимно влияют друг на друга.

Порядок соединения атомов в молекуле описы­вается структурной формулой, в которой химиче­ские связи изображаются черточками.

р—С

Классификация органических соединений

L

Для классификации органических соединений по типам в молекуле органического соединения вы­деляют углеродный скелет и функциональные груп­пы.

Типы углеродных скелетов. Углеродные скеле­ты делят на ациклические (не содержащие циклов, или алифатические) и циклические. Циклические скелеты, в свою очередь, делят на карбоцикличе – ские (содержащие только атомы углерода) и гете­роциклические (содержащие неуглеродные атомы).

В углеродных скелетах атомы углерода класси­фицируют по числу связанных с ними других ато­мов углерода. Если данный атом углерода связан с одним атомом углерода, то его называют первич­ным, с двумя — вторичным, тремя — третичным и четырьмя — четвертичным.

Соединения, содержащие только одинарные свя­зи углерод — углерод, называют насыщенными, со­единения с кратными углерод — углеродными свя­зями называют ненасыщенными. Соединения, в которых атомы углерода связаны только с атома­ми водорода, называют углеводородами.

Функциональные группы определяют многие хи­мические и физические свойства органических соединений и позволяют классифицировать их по классам. Важнейшие группы приведены в табл. 15.1.

Галоген

Гидроксил

Карбонил

Карбоксил Карбоновые кислоты

Нитросоединения Амины

3) соединения, относящиеся к различным клас­сам органических соединений.