Вся химия в 50 таблицах - Стахеев А.Ю.
ISBN 5-7804-0063-6
Скачать (прямая ссылка):
слабые окислители
4Fe + 302 = 2Fe203 ЗРе + 202(чист) = Fe304 3CL + 2Fe = 2FeCI.
¦хН20.
H2S04 с железом не реагируют
конц. HN03, конц.
2Fe + 6H2S04(65.70%) = Fe>04), + 3S02t + 6H20 Fe + 4HN0, = Fe(N03)3 + NOt + 2H20
{
Fe + S = FeS
Fe + CuSO, = FeSO, + Cu
4 4
'3 ¦ —'3'3
(1:1)
Fe + 2HCI = FeCI,
+ h T
Fe + H2S0^2.) = FeS04 + H2t
+3
Fe203 — порошок бурого цвета Получение:
4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8S02t 4Fe + 302 = 2Fe203
Fe(OH), — амфотерный гидроксид с преобладанием
+2
FeO — порошок черного цвета Получение:
Fe203 + Н2 = 2FeO + Н20 FeC204 = FeO + С02 + СО
оксалат
основных свойств
сплавление
2NaFeO,
Na2C03 + Fe203 = 2NaFe02 + C02 6HCI + Fe203 = 2FeCI3 + 3H20 NaFe02 + 2H20 = Fe(OH)3? + NaOH окислитель: 2FeCI3 + 2KI = 2FeCI2 + l2 + 2KCI
качественные реакции на Ре3+
1) Ре3+ + БОЧ- = [РевОМ]2* красное окрашивание
2) Ре3+ + К4[Ре(СМ)-6] -* синее окрашивание КРе[Ре(СМ)6]
гексацианоферрат(И) калия, желтая кровяная соль
Fe(OH)2 = FeO + Н20 FeO — основный оксид
+ FeO = FeCI2 + НгО
2НСІ
РеСІ2 + 2КОН = Ре(ОН)2'1 + 2КСІ соединения Ре(+2) на воздухе, как правило, неустойчивы, т.к. обладают восстановительными свойствами и легко окисляются (особенно в щелочной среде) качественная реакция на Ре2+
Ре2+ + К,[Ре(СІЧ)в] -> синяя окраска КРе[Ре(СМ)6] гексацианоферрат(Ш) калия, красная кровяная соль_
22
la ПОДГРУППА
ВОДОРОД Н
Vila ПОДГРУППА
щелочные металлы
галогены
?
Н — 1S1
+е
и
протон
элементарная частица отсутствие электронных оболочек малый размер
Состоит из протия Н (1Н) (99.985%), дейтерия О (2Н) и следов радиоактивного трития Т (3Н). Во Вселенной — наиболее распространенный элемент (90% массы Солнца — водород). В земной коре — 1% по массе. Входит в состав воды, метана, нефти, каменного угля.
В свободном виде встречается очень редко
ПОЛУЧЕНИЕ
С02 + 2Н2
в промышленности
1. Конверсия метана (катализатор, нагрев)
н2о
СН4 + 02 ->
2. Коксовый газ (80% Н2)
3. Крекинг нефти
4. Крекинг метана
т°
СН4 = С + 2Н2
5. Пары воды и уголь, при «1000°С: Н20 + С = СО + Н2 [водяной газ) Редко:
6. Железопаровой способ (водяные пары с раскаленным железом)
Н20 + Ре = РеО + Н2 (выше 570°С) 4Н20 + ЗРе = Ре304 + 4Н2 (ниже 570°С)
7. Электролиз воды (обычно — растворы щелочей): 2Н20 = 2Н2 + 02
в лаборатории
1. Электролиз водных растворов солей (Na2S04) или щелочей:
2Н20 = 2Н2Т + 02t
2. Zn + H2SO4(*20%) = ZnS04 + H2t
3. 2AI + 2NaOH + 6H20 = 2Na[AI(OH)J + 3H2t
СВОЙСТВА
Химические: при обычных условиях довольно малоактивен (реагирует только с Р2), т.к. молекула Н2 прочна.
восстановитель
1. Потеря электрона — образование протона — Н+ — (в водных растворах — ион гидроксония
н3о+)
2. Наиболее характерно — образование полярных ковалентных связей (валентная оболочка [Не])
2Н2 + 02 = 2Н20 (со взрывом) «гремучая» смесь 2Н2 + 02 ЗН2 + М2-=г2МНз
Н2 + Р2 = 2 НР — со взрывом при любой температуре
Н2 + С12 = 2 НС1 — на свету цепная реакция Вг2, 12 — менее энергично, не идут до конца Н2 + 8^=^Н28 — пропускание Н2 над нагретой до 150-200°С серой
Восстановление оксидов: ЗН2 + Ре203 = 2Ре + ЗН20
ЗН2 + \ЛЮ3 = \Л/ + ЗН20 Оксиды металлов, более активных, чем Ре, водородом до металла не восстанавливаются.
Физические: газ без цвета и запаха. Т -252°С. Самый легкий газ. Плохо
кип
растворим в воде. Растворяется в некоторых металлах (Ра", ІЧі), переходя в атомарное состояние.
окислитель
образование гидрид-иона Н" — при взаимодействии со щелочными и щелочноземельными металлами
Н2 + 2Na = 2NaH
Н2 + Ca = СаН2
гидриды — ионные соединения, сильные восстановители:
NaH + Н20 = NaOH + Н2
применение: синтез HCl, NH3, при восстановлении оксидов некоторых металлов, реакции гидрирования в органической химии, для получения маргарина — гидрирование растительных жиров, синтез метанола СН3ОН и др.
23
ПОДГРУППА Vlla. ГАЛОГЕНЫ (F, Cl, Br, I)
ЭО
4,0 3,0 2,8
2,5
d отсутствует y F
+ 1e
промотирование ->
Hai,
. характерные положительные степени окисления
Cl +1,+3,+5,+7
Br +1.+5
I +1.+3,+5,+7
Физические свойства: f2
Ткип.'С -108
Cl
2 Вг2(ж) 35 58
12(тв)возг. 183
О
размер атома, поляризуемость, интенсивность окраски (от зеленовато-желтой до темно-фиолетовой), энергия межмолекулярного взаимодействия
Химические свойства:
галогены — сильные окислители, взаимодействуют с металлами, неметаллами, сложными веществами.
?2 — наиболее реакционноспособен, реакции идут на холоду, при нагревании — даже с участием Аи, Р\
С простыми веществами: Со сложными веществами:
H2 + F2
2HF
Б1 + 2?г = $>\?л
21Ча + ?г = 21ЧаР
Хе + 2Р2 = ХеР4 многие металлы в атмосфере фтора загораются. На поверхности N'1, Си и некоторых других возникает защитная пленка, реакции прекращаются
С12 — также сильно реакционноспособен, но в >, темноте с Н2 не взаимодействует. Вг — реакционноспособен
2F2 + 2Н20 = 4HF + 02 Si02 + 2F2 = SiF4 + 02
l2 — химически менее активен Н2 + 12-
Реакция 2HI протекает при 300°С
уменьшение окислительной активности I
CL
Br„ I
предыдущий вытесняет последующий из галогенидов: Cl2 + 2KBr = KCl + Вг2
