Сделай Сам Свою Работу на 5
Главная | Контакты

Угольная кислота и ее соли

123




Галогены

Нахождение в природе. Как и все галогены, хлор в силу своей активности в свободном виде в природе не встречается. Занимая по распространенности в литосфере 11-е место, хлор образует следующие важнейшие минералы: галит (хло­рид натрия КаСl), сильвин (хлорид калия КСl), сильвинит (хлорид калия-натрия КСl • NаСl), бишофит (хлорид маг­ния МgСl2•6Н2О), карналлит (КСl•МgСl2 • 6Н2О), каинит (КСl • МgSО4 • ЗН2О) и др.

Получение. В промышленности хлор получают электро­лизом раствора или расплава хлорида натрия .

В лаборатории хлор получают взаимодействием соляной Кислоты с сильными окислителями:

MnO2 + HC1 = MnCl2 + Cl2 + H2O;

KC1O3 + HC1 = KC1 + C12 + H2O;

KMnO4 + HC1 = KC1 + MnCl2 + C12 + H2O;

K2Cr2O7 + HC1 = CrCl3 + C12 + KC1 + H2O.

Хлор проявляет сильные окислительные свойства в реак­циях как с простыми веществами — металлами и неметалла­ми, — так и со сложными.

Наиболее энергично хлор реагирует с металлами, причем с некоторыми из них (сурьмой, цезием, рубидием) уже при обычных условиях:

Sb + C12 = SbCl3 (или SbCl5).

Для реакций с другими металлами требуется нагревание или присутствие воды в роли катализатора:

Au +Cl2 AuCl3

Fe + Cl2 FeCl3

С неметаллами хлор реагирует также при нагревании:



P + C12 = PC13

и далее

PC13 + C12 = PC15;

S + C12 = SC12 ( илиS2Cl2)

Как уже упоминалось, растворение хлора в воде сопро­вождается и химическим взаимодействием — реакцией диспропорционирования:

Сl2 + Н2O НСl + НСlO.

 

Аналогично хлор взаимодействует и с водными раствора­ми щелочей:

Сl2 + КОН = КСl + КСlO+ Н2О (без нагревания);

Сl2 + КОН КСl + КСlO3 + H2O

Сl2 + Са(ОН)2 = СаСl2 + Са(СlO)2 + Н2О (без нагревания)

 

Хлорноватистая кислота НСlO и ее соли гипохлориты — 1 сильные окислители, что объясняется неустойчивостью HClO, которая при разложении образует атомарный кислород:

НСlO = НСl + О.

Раствор хлора в КОН или NаОН называют жавелевой во­дой, а соль Са(СlO)2 в смеси с СаСl2 — белильной, или хлор­ной, известью. И жавелевая вода, и белильная известь обра­зуют при взаимодействии с углекислым газом и водяными парами воздуха (т. е. с угольной кислотой) хлорноватистую кислоту — окислитель:

КСlO + Н2O + СO2 = КНСО3 + НСlO.

Хлор вытесняет, как уже подчеркивалось, бром и иод из растворов их солей:

Сl2 + КI == КСl + I2.

Хлор энергично взаимодействует с другими известными восстановителями:



 

Н2S + Сl2 = S + НСl;

Nа2SО3 + Сl2 + Н2О = Nа2SO4 + НСl.

Будучи сильным окислителем, хлор проявляет восстано­вительные свойства только при взаимодействии со фтором:

Сl2 + ЗF2 = СlF3.

В промышленности соляную кислоту получают насыще­нием воды хлороводородом.

В лаборатории для получения НСl используют реакцию обмена между кристаллическим хлоридом натрия и кон­центрированной серной кислотой, которая в зависимости от нагревания может протекать с образованием гидросульфата (слабое нагревание) или сульфата (сильное нагревание) нат­рия:

NаСl + Н2SO4 = NаНSО4 + НСl ;

NаСl + Н2SO4 = Na2SО4 + НCl .

Необратимому протеканию этой реакции способствует НСl

На соляную кислоту и ее соли хлориды, равно как на НВг и бромиды, НI и иодиды, реактивом является нитрат серебра. В результате таких реакций выпадают осадки галогенидов серебра, которые отличаются друг от друга по цвету:

Ag+ + Cl- = AgCl белый творожистый

Ag+ + Br - = AgBr светло-желтый

Ag+ + I- = AgI желтый

Кислородные соединения хлора

Хлор непосредственно с кислородом не взаимодействует однако этот галоген образует достаточно много кислородных соединений.

Оксид хлора (I) Сl2О — желто-бурый газ, который легко распадается на хлор и кислород со взрывом; оксид хло­ра (VII) Сl2О7 — маслянистая жидкость, которая взрывается при ударе или сильном нагревании. Это типичные кислотные оксиды, которым соответствуют (хлорноватистая НСlOи хлорная НСlO4) кислоты. Еще одному достаточно хорошо из­вестному оксиду — оксиду хлора (VI) СlO3, — который пред­ставляет собой темно-красную, тяжелую, летучую, маслооб­разную жидкость, соответствуют сразу две кислоты — хлор­новатая НСlO3 и хлорная НСlО4:



2СlO3 + Н2О = НСlO3 + НСlО4.

К кислородсодержащим хлорсодержащим кислотам, кроме упомянутых, относится также хлористая кислота НСlO2.

Сила кислородсодержащих хлорсодержащих кислот уве­личивается в ряду:

НСlO НСlO2 НСlO3 НСlО4,

так как увеличивается значение степени окисления кислотообразователя.

Каждой из этих одноосновных кислот соответствует один ряд солей: НСlO — гипохлориты, НСlO2— хлориты, НСlO3 — хлораты, НСlО4 — перхлораты. Наибольшее практическое значение имеют растворы гипохлоритов калия и натрия (жа­велевая вода), гипохлорит кальция (хлорная, или белильная, известь), хлорат калия (бертолетова соль). Последнее соеди­нение широко используют при изготовлении спичек, фейер­верков, бенгальских огней, а в лаборатории — для получения кислорода и хлора. При нагревании до 4ОО °С без ката­лизатора из хлоратов образуются перхлораты:

КСlO3 КClO4 + КСl

Аналогично при нагревании гипохлорита без катализато­ра образуется хлорат:

КСlO КСlO3 + КСl

  1. O2 + F2 = O2F2;
  2. SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2;
  3. NH3 + F2 = N2 + NH4F.
  4. I2 + HNO3 = HIO3 + NO + H2O.
  5. MnO2 + HC1 = MnCl2 + Cl2 + H2O;
  6. KC1O3 + HC1 = KC1 + C12 + H2O;
  7. KMnO4 + HC1 = KC1 + MnCl2 + C12 + H2O;
  8. K2Cr2O7 + HC1 = CrCl3 + C12 + KC1 + H2O.
  9. Fe + Cl2 FeCl3
  10. Sb + C12 = SbCl3 (или SbCl5).
  11. Au +Cl2 AuCl3
  12. P + C12 = PC13
  13. PC13 + C12 = PC15;
  14. Сl2 + Са(ОН)2 = СаСl2 + Са(СlO)2 + Н2О (без нагревания)
  15. КСlO + Н2O + СO2 = КНСО3 + НСlO.
  16. Н2S + Сl2 = S + 2НСl;
  17. Nа2SО3 + Сl2 + Н2О = Nа2SO4 + 2НСl.
  18. СlO3 + Н2О = НСlO3 + НСlО4.
  19. КСlO3 = КClO4 + КСl
  20. КСlO = КСlO3 + КСl

 

Хлорид калия КСl — ценное калийное удобрение.

Хлорид цинка ZnСl2 используют для пропитки древесины с целью предохранения от гниения. Применяют также при паянии для смачивания поверхности металла (устраняет пленку оксида, и припой хорошо пристает к металлу).

Хлорид бария ВаСl2 — ядовитое вещество, используют для борьбы с вредителями сельского хозяйства (свекловичвым долгоносиком, луговым мотыльком.

Хлорид кальция СаСl2 (безводный) широко применяя для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат формула которого СаСl2 • 6Н2О) и в медицине.

Хлорид алюминия АlСl3 (безводный) часто используют к органическом синтезе в качестве катализатора.

Хлорид аммония NН4Сl — азотное удобрение, приме­няют также при паянии.

 

Кислород

В лаборатории кислород получают

  1. КСlO3 = KCl + O2
  2. КМnО4 = К2МnO4 + МnО2 + О2
  3. КNО3 = KNO2 + О2.

 

1.Mg + O2 = MgO;

  1. A1 + O2 = A1203;
  2. Li + O2 = Li2O;
  3. Fe + O2 = Fe3O4;
  4. Na + O2 = Na2O2;
  5. K + O2 = KO2 (a также K2O2).
  6. NН3 + O2 = N2 + Н2О (без катализатора);
  7. NН3 + О2 = NО + Н2О (с катализатором);
  8. FеS2 + O2 = Fе2O3 + SО2;
  9. Nа2SО3 + О2 = Nа2SО4.
  10. СО + О2 = СО2;
  11. NO + О2 = NO2;
  12. SО2 + O2 = SО3.

Озон, в отличие от кислорода, энергично окисляет, на­пример, серебро:

  1. Аg + O3 = Аg2O + O2.

Озониды можно получить воздействием озона на бесцвет­ные кристаллы гидроксидов калия, рубидия или цезия, кото­рые при этом превращаются в оранжево-красные кристаллы:

  1. КОН + О3 = КO3 + О2 + Н2O.

Качественно и количественно озон определяют с по­мощью следующей реакции:

  1. O3 + KI + H2O I2 + KOH + O2

Сера

В природе сера встречается в трех формах:

1) самородная сера;

2) сульфидная сера: FeS2 (серный, или железный, кол­чедан, или пирит), СuS (медный блеск), СuFeS2 (халькопирит; медный колчедан), РЬS (свин­цовый блеск), ZnS (цинковая обманка), НgS(киноварь);

3)сульфатная сера: СаS04 • 2Н2О (гипс), 2СаSО4• Н2О (але­бастр), Nа2SО4• 10Н2О (глауберова соль), МgSО4 • 7Н2О (горькая соль).

Вулканическая сера образуется по реакции:

  1. H2S + SO2 = S + H2O

Окислительные свойства:

  1. S + Н2 = Н2S;
  2. S + Р = Р2S3;
  3. S + С = СS2.

Восстановительные свойства:

  1. S + HNO3 = Н2SO4 + NO2 + Н2О;
  2. S + КСlО3 = SО2 + КСl;
  3. S + Н2SO4 = SO2 + Н2О.

Сероводород

В лаборатории получают:

  1. FеS + НСl= FеСl2 + Н2S

Сероводород — сильный восстановитель, сгорает в кислороде или на воздухе:

  1. Н2S + О2 = Н2О + S (недостаток кислорода);
  2. Н2S + O2 = Н2O + SО2 (избыток кислорода).
  3. Н2S + С12 = НС1 + S;
  4. Н2S + SО2 = Н2O + S;
  5. Н2S + FеС13 = FеС12 + S + НС1.

На воздухе сероводород окисляет серебро, что и объясня­ет почернение серебряных изделий, которое наблюдается со временем:

  1. H2S+ Ag + O2 = Ag2S +H2O.

Сероводородная кислота и сульфиды также являются сильными восстановителями:

  1. H2S + HNO3(конц) = S + NO2 + H2O;
  2. CuS + HNO3(Конц)= CuSO4 + NO + H2O;
  3. CuS + O2 = CuO + SO2.

Оксид серы (IV), или сернистый газ,

  1. Na2SO3 + N2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2.
  2. Cu + H2SO4 = CuSO4 + S О2 + H2O.
  3. SО2 + Н2S = S + Н2О.
  4. SO2 + O2 SO3.
  5. SO2 + H2O + Br2 = H2SO4 + HBr;
  6. SO2 + C12 = SO2C12;
  7. SO2 + HNO3 = H2SO4 + NO2

 

Сернистый газ применяют в серной кислоты, оксида серы (VI), сульфитов, гидросульфитов, для отбеливания шерсти, шелка, соломы, консервирова­ния фруктов и овощей, дезинфекции и как антиоксидант.

Оксид серы (VI)

Серный ангидрид — очень сильный окислитель:

  1. SО3 + КI = I2 + К2SO3;
  2. SO3 + Н2S = SO2 + Н2О;
  3. SO3 + Р = Р2О5 + SО2.

Серная кислота

Получают серную кисло­ту в три стадии.

1-я стадия — получение SО2. В качестве сырья применя­ют серный колчедан, серу или сероводород.

2-я стадия — получение SО3. Этот процесс вам уже извес­тен — окисление SO2 кислородом проводят, используя ката­лизатор.

3-я стадия — получение Н2SО4. А вот здесь, в отличие от известной вам реакции, описываемой уравнением

SО3 + Н20 = Н2SО4,

Процесс растворения оксида серы (VI) проводят не в воде, а в концентрированной серной кислоте, при этом получается раствор, называемый олеумом.

Для третьей стадии — поглощения SО3 — воду не применяют, так как из-за выделяющейся теплоты вода превращается в пар, и серная кислота образуется в виде капелек тумана. Поэтому SО3 в поглотительной башне растворяют в концентрированной серной кислоте. Поглощение SО3 серной кислотой — процесс гетерогенный, и для создания большей Поверхности соприкосновения поглотительную башню заполняют кольцами из огнеупорной керамики. Кислота стекая сверху, омывает большое число колец (принцип противотока), создавая тем самым большую площадь соприкосновения с SO3. Полученный олеум направляется на склад готовой продукции.

Свойства серной кислоты

  1. Zn + H2SO4 = ZnSO4 + S + H2O;
  2. Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2S + H2O.
  3. P + H2SO4 = H3PO4 + SO2 + H2O;
  4. C + H2SO4 = SO2 + CO2 + H2O.

Если же взять 70—75%-ную серную кислоту, то

  1. Fe + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + SО2 + 6H2O.
  2. HI + H2SO4 = I2 + H2S + H2O;
  3. HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + H2О;
  4. H2S + H2SO4 = S + SO2 + H2O.
  5. KC1O4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4

Некоторые кристаллогидраты представляют собой двой­ные соли, например КАl(SО4)2 • 12Н2О — алюмокалиевые квасцы.

 

Применение солей

Nа2SО4 • 10Н2О (глауберова соль). Применяют в медицине в качестве слабитель­ного, а безводный сульфат натрия — для производства соды истекла.

Сульфат аммония (NН4)2SO4 — азотное удобрение, а суль­фат калия К2SO4 — калийное удобрение.

Сульфат кальция СаSО4 в природе встречается в виде ми­нерала гипса СаSО4 • 2Н2О. При нагревании до 150 °С он теря­ет часть воды и переходит в гидрат состава 2СаSО4 • Н2О — алебастр. Алебастр при замешивании с водой в тестообраз­ную массу через некоторое время снова затвердевает, превра­щаясь в гипс. Этот процесс используется в медицине и стро­ительстве.

Сульфат магния МgSO4 содержится в морской воде, обус­ловливая ее горький вкус. Кристаллогидрат, называемый горькой солью, применяют как слабительное в медицине.

Сульфат бария Ва8О4 также используют в медицине как рентгеноконтрастное вещество («баритовая каша»).

Купоросы. Раствор медного купороса (СuSО4 • 5Н2О) ис­пользуют для протравливания семян и борьбы с виноградной филлоксерой. Как инсектицид применяют и железный купо­рос (FeSО4 • 7Н2О), который используют также для приготов­ления чернил, минеральных красок и др. Цинковый купорос (ZnSО4 • 7Н20) применяют для производства минеральных красок, в ситцепечатании и медицине.

 

Азот. Амми­ак

В лаборатории аммиак обычно получают слабым нагрева­нием смеси гашеной извести с нашатырем:

  1. NН4Сl + Са(ОН)2 СаСl2 + NН3 + 2Н2О

Свойства

  1. Cu(OH)2 + NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2.
  2. NH3 + O2 = N2 + Н2О (без катализатора);
  3. NH3 + O2 = NО + Н2О (с катализатором).
  4. CuO + NH3 = Cu + N2 + H2O.
  5. Na + NH3 = NaNH2 (амид натрия) + H2;
  6. Na + NH3 = Na2NH (имид натрия) + H2;
  7. Na + NH3 = NaN (нитрид натрия) + 3H2.
  8. NH3 + CO2 = (NH2)2CO + H2O.

Соли аммония

  1. (NH4)2SO4 = NH4HSO4 + NH3.
  2. (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O;
  3. NH4NO3 = N2O + 2H2O;
  4. NH4NO2 = N2 + 2H2O

Оксиды азота

  1. N2О + Сu = N2 + СuО;
  2. N2О + S = SО2 + N2;
  3. N2О + NН3 = N2 + Н2О.
  4. NO + C12 = NOC1 хлорид нитрозила
  5. NO + Mg = MgO + N2;
  6. NO + NH3 = N2 + H2O.
  7. NO + O2 = N2O3
  8. NO + NO2 = N2O3.
  9. N2O3 + H2O HN02

Азотистая кислота

  1. HNO2 + HI = I2 + NO + H2O;
  2. HNO2 + KMnO4 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + HNO3 + H2O.
  3. HNO2 = HNO3 + NO + H2O

Азотная кислота

Получение. В промышленности азотную кислоту получа­ют в три стадии.

1-я стадия. Контактное окисление аммиака до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6Н2O

2-я стадия. Окисление оксида (II) в оксид азота (IV) кис­лородом воздуха:

2NO + O2 = 2NO2.

3-я стадия. Абсорбция (поглощение) оксида азота (IV) во­дой при избытке кислорода:

4NO2 + 2Н2O + O2 = 4HNO3.

В результате получается 60—62%-ная азотная кислота. Применяя перегонку азотной кислоты или используя N204, на азотнокислых заводах концентрацию азотной кислоты до­водят почти до 100%.

В лаборатории азотную кислоту получают действием концентрированной серной кислоты на нитраты при слабом нагревании:

  1. NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3.

Свойства

  1. Zn + 4HNO3 (60%) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2Н2O;
  2. Zn + HNO3 (30%) = Zn(NO3)2 + NO + H2O;
  3. Zn + HNO3 (20%) = Zn(NO3)2 + N2O + H2O;
  4. Zn + HNO3 (3%) = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.
  5. HNO3 + S = H2SO4 + NO2 + H2O;
  6. HNO3 + S = H2SO4 + NO;
  7. HNO3 + P = H3PO4 + NO2 + H2O;
  8. HNO3 + P + H2O = H3PO4 + NO.

Концентрированная азотная кислота взаимодействует и со сложными веществами, окисляя их:

  1. НNO3 + НС1 = С12 + NOC1 + Н2O.

Смесь одного объема HN03 и трех объемов HC1 называют «царской водкой», так как она растворяет «царя металлов» — золото.

  1. Au + HC1 + HNO3 = AuCl3 + NO + Н2O.

Азотная кислота окисляет: иодоводород, сульфид желе­за (II) нитраты:

  1. HNO3 + HI = HlO3 + NO2 + H2O;
  2. FeS + HNO3 = Fe(NO3)3 + SO2 + NO2 + H2O.
  3. FeCl2 + KNO3 + НС1 = FeCl3 + KCl + NO + H2O

Разложение нитратов:

  1. KNO3 = KNO2 + O2
  2. Pb(NO3)2 = РЬO + NO2 + O2.
  3. Hg(NO3)2 = Hg + NO2 + O2.
  4. KNO3 + S + С = KNO2 + SO2 + СO2.

Фосфор

Получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком:

  1. Са3(РO4)2 + SiO2 + C = CaSiQ3 + CO + Р

Свойства

  1. Na + Р = Na3P;
  2. Са + Р = Са3Р2.
  3. Са3Р2 + Н2O = Са (ОН)2 + РН3.

Медленное окисление

  1. Р + O2 - Р2O3,

Горение

  1. Р + O2 = Р2O5.
  2. Р + S = P2S3;
  3. Р + S = P2S5.
  4. H2SO4 + Р = Н3РO4 + SO2;
  5. HNO3 + Р = Н3РO4 + NO2 + Н2O.
  6. КСЮ3 + Р = КС1 + Р2O5.
  7. Р + ЗН2 ↔РН3,

Фосфин -восстановите­ль и в реакциях с сильными окислителями:

  1. РН3 + HNO3 = Н3РO4 + NO2 + Н2O;
  2. РН3 + H2SO4 = Н3РO4 + SO2 + Н2O.
  3. РН3 + НС1 = РН4С1,
  4. Р + КОН + Н2O = РН3 + КН2РO2
  5. Р + Н2O = РН3 + Н3РO3.
  6. РС13 + Н2O = Н3РO3 + HC1.
  7. Н3РО3 + NO2 = Н3РO4 + NO.

Оксид фосфора (V)

  1. H2SO4 + Р2O5 = НРO3 + SO3;
  2. HNO3 + Р2O5 = НРO3 + N2O5;
  3. СН3СООН + Р2O5 = НРO3 + (СН3СО)2O,
  4. Р2O5 + Н2O = НРO3.
  5. Р2O5 + ЗН2O = Н3РO4;
  6. НРO3 + Н2O = Н3РO4.
  7. Н3РO4 = Н4Р2O7 + Н2
  8. MgO + Р2O5 = Mg3(PO4)2;
  9. Са(ОН)2 + Р2O5 + Н2O = Са(Н2РO4)2;
  10. NaOH + Р2O5 = Na2HPO4 + Н2O;
  11. Ва(ОН)2 + Р2O5 = Ва3(РO4)2 + Н2O.
  12. Са3(РO4)2 + H2SO4 = 2Н3РO4 + CaSO4.

Фосфорные удобрения разделяют на раство­римые в воде (простой суперфосфат Са(Н2РO4)2 • CaSO4; двой­ной суперфосфат Са(Н2РO4)2) и нерастворимые в ней (фос­форитная мука Са3(РO4)2, малорастворимый преципитат СаНРO4 • 2Н2O и др., используемые на кислых почвах);

Углерод

Аморфный углерод (но не алмаз) при комнатной тем­пературе взаимодействует с фтором:

  1. С + F2 = CF4.
  2. С + O2 = СO2
  3. СO2 + С = СО.
  4. С + S = CS2.
  5. С + N2= N ≡ C–Cs ≡ N.

С водой раскаленный кокс образует смесь газов (водяной газ), в которой преобладают водород и оксид углерода (II):

  1. С + Н2O = СО + Н2 и далее
  2. CO + H2O = CO2 + H2.
  3. CuO + С(изб) = Сu+ СО.
  4. С + HNО3 = СО2 + NО2 + Н2О;
  5. С + H2SО4 = СО2 + SО2 + Н2О.

С металлами углерод образует карбиды:

  1. А1 + С = А14С3;
  2. Са + С = СаС2;
  3. Fe + С = Fe3C;
  4. Mg + С = MgC2 (а также Mg2C3).

Карбиды подвергаются гидролизу:

  1. А14С3 + Н2О = А1(ОН)3 + СН4;
  2. MgC2 + Н2О = Mg(OH)2 + С2Н2.
  3. Mg2C3 + Н2О→ Mg(OH)2 + СН3—С ≡ СН + СН2=С=СН2.

Оксид углерода (II)

В лаборатории получают действием H2SO4 (конц.) на муравьиную или щавелевую кислоты:

  1. HCOOH—COOH →CO2 + CO + H2O

С хлором образует сильное отравляющее вещество фосген:

  1. СО + С12 = СОС12.
  2. Fe2О3 + CO = Fe + CО2.

Рас­творяется в d-металлах с образованием карбонилов, не меняя степени окисления:

  1. Ni+ 5CO = Ni(CO)5 - пентакарбонил никеля

Так же как и в реакции получения формиата натрия:

  1. СО + NaOH = HCOONa.

Углекислый газ

В лаборатории углекислый газ получают действием соляной кислоты на мрамор:

  1. СаС03 + HC1 = СаС12 + Н20 + С02

Свойства

  1. СО2 + ВаО = ВаСО3
  2. СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3 + Н2О.
  3. СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.
  4. Mg + СО2 = MgO + С

Углекислый газ не поддерживает дыхания и горения, и только магний продолжает гореть в его атмосфере:

  1. Mg + СО2 = MgO + С (также образуются MgC2 и Mg2C3)
  2. СО2 + С = СО.
  3. СО2 + Н2О = С6Н12О6 + О2.

Углекислый газ может быть и восстановителем:

  1. Na2О2 + СО2 = Na2CО3 + О2;
  2. КО2 + СО2 = К2СО3 + 3О2.

Угольная кислота и ее соли

  1. КОН + СО2 = К2СО3 + Н2О.
  2. СаС12 + Na2CО3 = СаСО3 + NaCl.
  3. FeCl3 + Na2CО3 + H2О = Fe(OH)3 + CО2 + NaCl
  4. ВаСО3 = ВаО + СО2;
  5. NaHCО3 = Na2CО3 + CО2 + Н2О;
  6. (NH4)2CО3 = NH3 + H2О + СО2.
  7. Na2CО3 + НС1 = NaCl + CО2 + Н2О;
  8. КСlO + Н2О + СО2 = КНСО3 + НСlO;
  9. Na2SiО3 + СО2 + Н2О = NaHCО3 + H2SiО3;
  10. C6H5ONa + СО2 + Н2О = С6Н5ОН + NaHCО3.

Карбонат кальция СаС03 образует такие минералы, как мел, мрамор, известняк..Самый известный из них — извест­няк. Во-первых, он сам является прекрасным строительным материалом, во-вторых, это сырье для получения других ма­териалов: цемента, гашеной и негашеной извести, стекла и многих других. Известковой щебенкой укрепляют дороги, а порошком — уменьшают кислотность почв.

Природный мел представляет собой остатки раковин древних животных. Мел используют в производстве бумаги и резины, а также для побелки и как школьные мелки. Для производства зубных паст используют «химический мел»-мелкодисперсный порошок СаС03, полученный взаимодейст­вием углекислого газа и «известковой воды».

Мрамор — это минерал скульпторов, архитекторов и об­лицовщиков.

Карбонат магния MgCO3 используют в производстве стек­ла, цемента, кирпича, а также в металлургии для перевода пустой породы в шлак.

Карбонат натрия Na2CО3 (кальцинированная техниче­ская, или стиральная, сода) используют при производстве стекла и мыла, при варке целлюлозы, в переработке нефте­продуктов. Кристаллической содой называют кристаллогид­рат Na2CО3 • 1ОН2О.

Гидрокарбонат натрия NaHCО3 — питьевая, или пище­вая, сода. Это соединение получают способом Сольве: кон­центрированный раствор хлорида натрия насыщают аммиа­кам, а затем через него под давлением пропускают углекис­лый газ. В результате протекают следующие реакции:

  1. NH3 + Н2О + СО2 = NH4HCО3 и далее
  2. NaCl + NH4HCО3 = NaHCО3 + NH4C1

Из-за небольшой растворимости (всего 9,6 г на 1ОО г Н2О при 2О °С) гидрокарбонат натрия выпадает в осадок и его лег­ко выделить из раствора.

Если полученный гидрокарбонат прокалить (процесс кальцинации) то можно получить среднюю соль:

  1. NaHCО3 = Na2CО3 + CО2 + Н2О.

 

Кремний

Кремний образует два типа природных соединений. Первый тип — это минералы, образованные оксидом кремния (IV). К ним относятся: горный хрусталь, кварц, кремнезем. SiО2 составляет основу таких полудрагоценных камней, как агат, аметист, яшма. Второй тип природных соединений — это соли кремниевых кислот, природные силикаты. Если такие си­ликаты содержат алюминий, то их называют алюмосилика­тами. К ним относят: каолинит А12О3 • 2SiО2 • 2Н2О, ортоклаз, или полевые шпаты, К2О • А12О3 • 6SiО2, слюду К2О • ЗА12О3 • 6SiО2. Некоторые природные силикаты не содержат алюминий, например асбест, или горный лен, 3MgO • 2SiО2 • 2Н2О.

Кремний получают, восстанавливая оксид кремния (IV) углеродом или магнием:

  1. SiО2 + C = Si + CO;
  2. SiО2 + Mg = Si. + MgO.

Очень чистый кремний для нужд полупроводниковой промышленности получают, вос­станавливая его цинком из хлорида кремния (IV) или разло­жением силана:

  1. SiCl4 + Zn = Si + ZnCl2;
  2. SiH4 = Si + H2.
  3. Si + О2 = SiО2;
  4. Si + F2 = SiF4 (при обычных условиях);
  5. Si + C12 = SiCl4 (при нагревании).

Галогениды кремния легко гидролизуются:

  1. SiCl4 + Н2О = SiО2 + HC1.
  2. Si + NaOH + H2О = Na2SiО3 + Н2.

Аморфный кремний растворяется в плавиковой кис­лоте:

  1. Si + HF = H2[SiF6] + Н2.
  2. Si + Mg = Mg2Si.

Силан, бесцвет­ное газообразное вещество, получают косвенно:

  1. Mg2Si + HC1 = MgCl2 + SiH4.
  2. SiH4 + О2 = SiО2 + Н2О.

 

Оксид кремния (IV)

  1. SiО2 + KOH = K2SiО3 + Н2О.
  2. SiО2 + СаО = CaSiО3.
  3. SiО2 + HF = H2[SiF6] + H2О.

Сплавляется с карбонатами щелоч­ных металлов, также образуя силикаты:

  1. SiО2 + К2СО3 = K2SiO3+ СО2.

Кремниевые кислоты могут быть получены

  1. Na2SiО3 + HC1 = H2SiО3↓ + NaCl;
  2. K2SiО3 + H2О + СО2 = H2SiО3↓ + K2CО3.

Стекло. Различают кварцевое, оконное, термостойкое, оптическое, тарное и другие виды

Кварцевое стекло, как уже говорилось, изготавливают переплавкой оксида кремния (IV). Оконное и тарное стекла варят в особых стекловаренных печах из смеси песка, извест­няка и соды. Состав его можно выразить формулой Na2О • СаО • 6SiО2. Термостойкое стекло благодаря наличию в нем около 12% оксида бора В2О3 имеет очень малый коэффи­циент теплового расширения. Название следующего вида стекла — оптическое — говорит само за себя. Свинцовое оп­тическое стекло содержит около 5О% РbО, баритовое — око­ло 42% ВаО и 3% РЬО. Большой популярностью пользуется особое хрустальное стекло, которое обладает большой лучепреломляемостью. Его готовят сплавлением оксида крем­ния (IV) с поташем и оксидом свинца (II).

Дополнительные качества стеклу придают различные до­бавки. Так, оксид хрома (III) окрашивает стекло в зеленый цвет, оксид кобальта — в синий, оксид железа (III) — в ко­ричневый. Незначительная добавка к стеклу коллоидного золота превращает его в рубиновое стекло.

Цемент. Его получают спеканием глины и известняка в специальных вращающихся печах. Если смешать порошок цемента с водой, то образуется цементное тесто, или, как его называют строители, «раствор», который постепенно затвер­девает. При добавлении к «раствору» песка или щебня в ка­честве наполнителя получают бетон. Прочность бетона воз­растает, если в него вводится железный каркас, — получает­ся железобетон, из которого готовят панели для зданий, блоки перекрытий, фермы мостов и т. д.

Керамика. Для производства фарфора, фаянса и гончар­ных изделий готовят шихту из глинистых веществ, кварца и полевого шпата, которую с помощью воды переводят в плас­тическое состояние, формуют изделия, высушивают их и об­жигают при высокой температуре. Фарфор обжигают дваж­ды: сначала при 9ОО—1ООО °С, а затем — при 132О—135О °С.

 

Щелочные ме­таллы

Важнейшими минералами, содержащими щелочные ме­таллы, помимо упомянутых галита, сильвина, глауберовой соли и др., являются криолитионит Li3[AIF6] • Na3[AIF6] и калиевый полевой шпат ортоклаз K[AISi3О8].

Катионы s-элементов являются бесспорными лидерами по содержанию в гидросфере. Так, массовая доля Na+ в морской воде равна в среднем 1,1%.

Для получения щелочных металлов применим только метод электролиза расплавов их соединений, например хлоридов:

  1. LiCl Li + С12.
  2. NaOH Na + О2 + Н2О.

Щелочные металлы легко образуют галогениды, сульфиды, фосфиды, карбиды, силициды, гидриды):

  1. Na + С12 → NaCl;
  2. Li + S Li2S;
  3. К + Р K3P;
  4. Na + 2C Na2C2;
  5. Cs + Si Cs4Si.
  6. Na + H2 NaH.

 

В реакциях с кислородом каждый щелочной ме­талл проявляет свою индивидуальность

  1. Li + О2 = Li2О;
  2. Na + О2 = Na2О2;
  3. К + О2 = КО2.
  4. КО2 К2О2 + О2 и далее
  5. К2О2 К2О + О2.

Кислородные соеди­нения проявляют своеобразие в реакциях с водой:

  1. Li2О + Н2О = LiОH;
  2. Na2О2 + 2Н2О = NaOH + Н2О2;
  3. КО2 + 2Н2О = КОН + 3О2↑.

Литий— единственный из простых веществ медленно реаги­рует с азотом уже при комнатной температуре:

  1. Li + N2 = 2Li3N.

Натрий реагирует с водой бурно, а калий при сопри­косновении с водой сразу возгорается:

  1. М + Н2О= МОН + Н2.

Щелочные металлы, как и все остальные металлы, нахо­дящиеся в электрохимическом ряду левее водорода, способ­ны реагировать с кислотами с выделением водорода. Однако написать уравнение реакции, допустим, натрия с соляной кислотой, будет не совсем верно, поскольку металл будет главным образом реагировать с водой, находящейся в раство­ре, а затем образующаяся щелочь нейтрализоваться кисло­той. Значит, кислоту необходимо брать безводную, например уксусную:

  1. СН3—СООН + Na →СН3—COONa + Н2.
  2. К + НNO3{разб) = KNО3 + NH4NО3 + 3H2О.

Оксиды щелочных металлов

Все оксиды щелочных металлов, кроме оксида лития, по­лучают косвенно, например:

 



123




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.