Khimia_Polny_spravochnik_dlya_podgotovki_k_EGE
.pdfХлороводород НCl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ-связь Н – Cl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой, а дымящий концентрированный раствор (35–38 %) – соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Cl-I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет НI). Составная часть «царской водки».
Качественная реакция на ион Cl- – образование белых осадков AgCl и Hg2Cl2, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.
Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд.
Уравнения важнейших реакций:
НCl (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н2O
HCl (разб.) + NH3 H2O = NH4Cl + Н2O
4HCl (конц., гор.) + МО2 = МCl2 + Cl2↑ + 2H2O (М = Mn, Pb)
16HCl (конц., гор.) + 2КMnO4(т) = 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O + 2КCl 14HCl (конц.) + К2Cr2O7(т) = 2CrCl3 + ЗCl2↑ + 7H2O + 2КCl
6HCl (конц.) + КClO3(т) = КCl + ЗCl2↑ + 3H2O (50–80 °C) 4HCl (конц.) + Са(ClO)2(т) = СаCl2 + 2Cl2| + 2Н2O
2HCl (разб.) + М = МCl2 + H2↑ (М = Fe, Zn)
2HCl (разб.) + МСO3 = МCl2 + СO2↑ + H2O (М = Са, Ва) HCl (разб.) + AgNO3 = HNO3 + AgCl↓
Получение НCl в промышленности – сжигание Н2 в Cl2 (см.), в лаборатории – вытеснение из хлоридов серной кислотой:
NaCl(т) + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + НCl↑ (50 °C) 2NaCl(т) + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + 2НCl↑ (120 °C)
7.2.2. Хлориды
Хлорид натрия NaCl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.
Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.
В природе – основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КCl), рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaCl = 2,7 %). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.
Уравнения важнейших реакций:
2NaCl(т) + 2H2SO4 (конц.) + MnO2(т) = Cl2↑ + MnSO4 + 2Н2O + Na2SO4 (100 °C)
10NaCl(т) + 8H2SO4 (конц.) + 2КMnO4(т) = 5Cl2↑ + 2MnSO4 + 8Н2O + 5Na2SO4 + K2SO4 (100 °C)
6NaCl(т) + 7H2SO4 (конц.) + К2Cr2O7(т) = ЗCl2 + Cr2(SO4)3 + 7Н2O + 3Na2SO4 + K2SO4 (100 °C)
2NaCl(т) + 4H2SO4 (конц.) + РЬO2(т) = Cl2↑ + Pb(HSO4)2 + 2Н2O + 2NaHSO4 (50 °C) NaCl (разб.) + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓
Хлорид калия KCl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Cl2. В природе основная составная часть (наравне с NaCl) залежей сильвинита.
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NaCl.
Хлорид кальция СаCl2. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаCl2 6Н2O с температурой обезвоживания 260 °C. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.
Уравнения важнейших реакций:
СаCl2(т) + 2H2SO4 (конц.) = Ca(HSO4)2 + 2НCl↑ (50 °C) СаCl2(т) + H2SO4 (конц.) = CaSO4↓ + 2НCl↑ (100 °C) СаCl2 + 2NaOH (конц.) = Ca(OH)2↓ + 2NaCl↑
ЗСаCl2 + 2Na3PO4 = Са3(РO4)2↓ + 6NaCl СаCl2 + К2СO3 = СаСO3↓ + 2КCl
СаCl2 + 2NaF = CaF2↓ + 2NaCl
Получение:
СаСO3 + 2HCl = СаCl2 + СO3↑ + Н2O
Хлорид алюминия AlCl3. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий, сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров AlCl3 (треугольное строение, sр2-гибридизация, преобладают при 440–800 °C) и димеров Al2Cl6 (точнее, Cl2AlCl2AlCl2, строение – два тетраэдра с общим ребром, sр3-гибридизация, преобладают при 183–440 °C). Гигроскопичен, на воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион Al3+ – образование осадка AlРO4, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.
Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:
Получение AlCl3 в промышленности – хлорирование каолина, глинозѐма или боксита в присутствии кокса:
Al2O3 + ЗС (кокс) + ЗCl2 = 2AlCl3 + ЗСО (900 °C)
Хлорид железа(Н) FeCl2. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке HCl. Связи Fe – Cl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FeCl2 (линейное строение, sp-гибридизация) и димеров Fe2Cl4. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.
Применяется для синтеза FeCl3 и Fe2O3, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: взаимодействие Fe с соляной кислотой:
Fe + 2НCl = FeCl2 + Н2↑
(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °C).
Хлорид железа(III) FeCl3. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fe – Cl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FeCl3 (треугольное строение, sр2-гибридизация, преобладают выше 750 °C) и димеров Fe2Cl6 (точнее, Cl2FeCl2FeCl2, строение – два тетраэдра с общим ребром, sр3-гибридизация, преобладают при 316–750 °C). Кристаллогидрат FeCl3 6Н2O имеет строение [Fe(H2O)4Cl2]Cl • 2Н2O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.
Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.
Уравнения важнейших реакций:
Хлорид аммония NH4Cl. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию конмутации с нитратами.
Качественная реакция на ион NH4+ – выделение NH3 при кипячении со щелочами или при нагревании с гашѐной известью.
Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: взаимодействие NH3 с HCl в газовой фазе или NH3 Н2O с HCl в растворе.
7.2.3. Гипохлориты. Хлораты
Гипохлорит кальция Са(СlO)2. Соль хлорноватистой кислоты HClO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной)
извести – смеси неопределенного состава с СаCl2 и Са(ОН)2. Уравнения важнейших реакций:
Са(ClO)2 = СаCl2 + O2 (180 °C)
Са(ClO)2(т) + 4НCl (конц.) = СаCl2 + 2Cl2↑ + 2Н2O (80 °C) Са(ClO)2 + Н2O + СO2 = СаСO3↓ + 2НClO (на холоду)
Са(ClO)2 + 2Н2O2 (разб.) = СаCl2 + 2Н2O + 2O2↑
Получение:
2Са(ОН)2 (суспензия) + 2Cl2(г) = Са(ClO)2 + СаCl2 + 2Н2O
Хлорат калия КСlO3. Соль хлорноватой кислоты НСlO3, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название – бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.
Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории – твердый источник кислорода.
Уравнения важнейших реакций: 4КClO3 = ЗКClO4 + КCl (400 °C)
2КClO3 = 2КCl + 3O2 (150–300 °C, кат. MnO2)
КClO3(т) + 6НCl (конц.) = КCl + ЗCl2| + ЗН2O (50–80 °C)
ЗКClO3(т) + 2H2SO4 (конц., гор.) = 2ClO2| + КClO4 + Н2O + 2KHSO4
(диоксид хлора на свету взрывается: 2ClO2(г) = Cl2 + 2O2)
2КClO3 + Е2(изб.) = 2КЕO3 + Cl2↑ (в разб. HNO3, Е = Br, I)
Получение КClO3 в промышленности – электролиз горячего раствора КCl (продукт КClO3 выделяется на аноде):
7.2.4. Бромиды. Иодиды
Бромид калия КBr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем
KI).
Качественная реакция на ион Br – вытеснение брома из раствора КBr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например СCl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).
Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
K2CO3 + 2HBr = 2KBr + CO2↑ + H2O
Иодид калия KI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор KI хорошо растворяет I2 за счет комплексообразования.
Качественная реакция на ион I – вытеснение иода из раствора KI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например СCl4 (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
K2CO3 + 2HI = 2KI + СO2↑ + Н2O
7.3.Халькогены
7.3.1.Кислород
Кислород – элемент 2-го периода и VIA-группы Периодической системы, порядковый номер 8, относится к халькогенам (но чаще рассматривается отдельно). Электронная формула атома [2He]2s22p4, характерные степени окисления чаще 0 и – II, реже – I и +II, состояние ОII считается устойчивым.
Шкала степеней окисления кислорода:
Кислород обладает высокой электроотрицательностью (3,50, второй элемент после фтора), проявляет типичные неметаллические свойства. Образует соединения со всеми элементами, кроме Не, Ne и Ar, входит в состав многочисленных оксидов, гидроксидов, солей кислородсодержащих кислот.
Природный кислород содержит изотоп 16O с примесью изотопов 17O и 18O. В химии большинство соединений природного кислорода рассматривается как изотопно-чистые соединения кислорода-16.
Кислород – самый распространенный элемент в земной коре (55 %) и природных водах, встречается в свободном и связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.
Кислород O2. Простое вещество. Состоит из неполярных молекул О2 (дикислород) с σπ-связью O=O, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде. Бесцветный газ, в жидком состоянии – светло-голубой, в твердом – синий.
Составная часть воздуха: 20,94 % по объему, 23,13 % по массе. Из жидкого воздуха кислород выкипает после азота N2. Малорастворим в воде (31 мл/1 л Н2O при 20 °C), но несколько лучше, чем N2. При комнатной температуре обладает малой химической активностью из-за прочности двойной связи в молекулах.
Кислород поддерживает горение многих веществ. Сильный окислитель при высоких температурах, реагирует с большинством металлов и неметаллов:
Кислород вызывает ржавление (медленное окисление) железа, уравнения реакций см. в 11.3. Особенно активен атомарный кислород О0 (активность выше, чем у озона O3), обычно получаемый непосредственно в зоне реакции при термическом разложении многих веществ.
Простейшая качественная реакция – яркое загорание тлеющей древесной лучинки в атмосфере кислорода.
Получение кислорода:
а) в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха, электролиз воды (уравнения реакций см. в разд. 12);
б) в лаборатории – нагревание легко разлагающихся кислородсодержащих веществ:
2HgO = 2Hg + O2 (450–500 °C)
2КMnO4 = К2MnO4 + MnO2 + O2 (200–240 °C) 2Na2O2 = 2Na2O + O2 (400–675 °C, вакуум)
2КClO3 = 2КCl + 3O2 (150–300 °C, кат. MnO2) 2KNO3 = 2KNO2 + O2 (400–520 °C)
Кислород является важнейшим продуктом основного химического производства. Применяется как реагент в химической технологии (обжиг сульфидных руд, синтез оксидов), металлургии (производство чугуна и стали) и газификации природного угля, при сварке и резке металлов; жидкий кислород – окислитель топлива в ракетной технике.
Убыль кислорода в атмосфере в результате процессов горения, гниения и дыхания возмещается растениями при фотосинтезе. При вдыхании человеком и животными воздуха в легкие кислород связывается с гемоглобином крови и переносится в клетки, где органические вещества (в первую очередь глюкоза) с его помощью окисляются и обеспечивают жизненную энергию организмов.
Озон O3. Простое вещество (трикислород), неустойчивая аллотропная форма существования элемента. Светло-синий газ с характерным («озоновым») запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: O(O)2] (sр2-гибридизация, валентный угол 117°), содержит ковалентные σπ-связи O=O. Разлагается под действием ультрафиолетового излучения, катализаторов и оксидов азота (разрушение озонового слоя атмосферы Земли). Устойчив в смеси с O2 (озонированный кислород). Малорастворим в воде (285 мл/1 л Н2O), но значительно лучше, чем O2. Сильный окислитель (более сильный, чем O2, но более слабый, чем атомарный кислород O0). Окисляет при комнатной температуре многие металлы и неметаллы до высоких степеней окисления. С надпероксидами щелочных металлов (К, Rb, Cs) образует оранжево-красные озониды. Не реагирует с Au, Cu, Ni, Pt, Sn. Генерируется из кислорода O2 в специальном приборе –
озонаторе.
Качественная реакция – выделение иода из раствора KI при комнатной температуре (O2 в реакцию не вступает). Уравнения важнейших реакций:
Получение: под действием электрического разряда в озонаторе:
Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей и минеральных масел, как реагент в
неорганическом и органическом синтезе. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте =25 км) защищает живой мир от воздействия космического ультрафиолетового излучения.
Атомарный кислород О0. Третья аллотропная форма кислорода. Более сильный окислитель по сравнению с O2 и O3. Образуется при распаде молекул O2 и O3 под действием ультрафиолетового излучения. Возникает при термическом разложении кислородсодержащих веществ (см. выше, получение O2); при отсутствии восстановителей тут же переходит снова в O2 и O3, в присутствии восстановителей окисляет их:
KNO3 = KNO2 + O0
О0 + С (графит) = СO2
Поэтому вещества, легко отщепляющие кислород при нагревании, проявляют сильные окислительные свойства.
Пероксид водорода Н2O2. Бинарное соединение. Молекула Н2O2 неплоская, имеет строение с σ-связью О – О на ребре и связями Н – О на плоскостях двугранного угла. Степень окисления кислорода равна – I. Группа – О – О– называется пероксогруппой.