Взаимодействие с металлами

Примечание.

Номера вариантов были проставлены самостоятельно. Так что сравнивайте по вопросам.

Вариант № 1

1.Как изменяются кислотные и окислительные свойства в ряду соединений: HClO, HClO2, HClO3,HClO4?

Все oксокислоты являются сильными окислителями:

1)HClO + 2HI = HCl + I₂↓ + H₂O

Окислитель: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ = Cl⁻ + H₂O

Востановитель: 2I⁻ − 2e⁻ = I₂

2) HClO₂ + 4HI_(конц.) = HCl + 2I₂↓ + 2H₂O

Окислитель: ClO₂⁻ + 4H⁺ + 4e⁻ = Cl⁻ + 2H₂O

Востановитель: 2I⁻ − 2e⁻ = I₂

3) HClO₃ + 3SO₂ + 3H₂O = HCl + 3H₂SO₄

Окислитель: ClO₃⁻ + 6H⁺ + 6e⁻ = Cl⁻ + 3H₂O

Востановитель: SO₂ + 2H₂O − 2e⁻ = SO₄²⁻ + 4H

4)HClO4 = ?

В ряду HClO - HClO2 - HClO3 - HClO4 устойчивость и сила кислот растет, а реакционная способность уменьшается.

2.Оксид азота (III), хим.свойства. Азотистая кислота, нитриты. Окислительно-восстановительная двойственность нитритов.

1)Оксид азота (III) существует в чистом виде только в твердом состоянии: жидкость (tкип=-40°С), интенсивно синяя, в значительной степени диссоциирована:
N2O3«NO+NO2

Получать N2O3 лучше всего, если на твердый оксид мышьяка As2O3 капать 50% -ным раствором азотной кислоты:
2НNO3+As2O3 = 2HAsO3+NO+NO2
Образующиеся оксиды азота легко соединяются в оксид азота (III) при пропускании через трубку, помещенную в охладительную смесь (0°С).

2) HNO2

Азотистую кислоту можно получить при растворении оксида азота (III) N₂O₃ в воде:

Также она получается при растворении в воде оксида азота (IV) NO₂:

Хим.свойства:

В водных растворах существует равновесие:

2HNO₂ ↔ N₂O₃ + H₂O ↔ NO↑ + NO₂↑ + H₂O

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и NO₂:

3HNO₂ ↔ HNO₃ + 2NO↑ + H₂O.

HNO₂ в водных растворах диссоциирует (K_D=4,6·10⁻⁴), немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:

H₂SO₄ + NaNO₂ → NaHSO₄ + HNO₂.

3) НИТРИТЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ, соли азотистой кислоты HNO₂. Используют прежде всего нитриты (Н.) щелочныхметаллов и аммония, меньше-щел.-зем. и 3d-металлов, Рb и Ag. О Н. остальных металлов имеются только отрывочные сведения.

Н. металлов в степени окисления +2 образуют кристаллогидраты с одной, двумя или четырьмя молекулами воды. Н. образуют двойные и тройные соли, например CsNO₂ x х AgNO₂ или Ba(NO₂)₂•Ni(NO₂)₂•2KNO₂, а также комплексные соед., например Na₃[Co(NO₂)₆].

Хорошо раств. в воде нитриты К, Na, Ba, плохо-нитриты Ag, Hg, Сu. С повышением температуры растворимость Н. увеличивается. Почти все Н. плохо раств. в спиртах. эфирах и малополярных растворителях.

4) В химических реакциях HNO2 и нитриты проявляютокислительно-восстановительную двойственность.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисленности, обладаютокислительно-восстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать и отдавать электроны, в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения реакции.

На примере Азотистой кислоты:

2HNO₂ + 2HI → 2NO↑ + I₂↓ + 2H₂O;

5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O;

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl.

3.Оксиды углерода,строение,хим.свойства.

Наиболее известны три оксида углерода:

§ Монооксид углерода CO

§ Диоксид углерода CO₂

§ Диоксид триуглерода C₃O₂

1)Строение(МВС):

:C=O:.

Хим.свойства:

Получение в лабораторных условиях:

§ Разложение жидкой муравьиной кислоты под действием горячей концентрированной серной кислоты, либо пропуская муравьиную кислоту над оксидом фосфора P₂O₅. Схема реакции:

HCOOH →(t, H₂SO₄) H₂O + CO↑

Можно также обработать муравьиную кислоту хлорсульфоновой. Эта реакция идёт уже при обычной температуре по схеме:

HCOOH + ClSO₃H → H₂SO₄ + HCl + CO↑

§ Нагревание смеси щавелевой и концентрированной серной кислот. Реакция идёт по уравнению:

H₂C₂O₄ →(t, H₂SO₄) CO↑ + CO₂↑ + H₂O.

Выделяющийся совместно с CO диоксид углерода можно удалить, пропустив смесь через баритовую воду.

§ Нагревание смеси гексацианоферрата (II) калия с концентрированной серной кислотой. Реакция идёт по уравнению:

K₄[Fe(CN)₆] + 6H₂SO₄ + 6H₂O →(t) 2K₂SO₄ + FeSO₄ + 3(NH₄)₂SO₄ + 6CO↑

Восстановитель 2 CO+O2--->2CO2 (хорошо горит с выделением тепла)
восстанавливает металлы из оксидов
CO+FeO--->CO2+Fe
Присоединяет хлор CO+Cl2--->COCl2
Реагирует с водородом CO+2H2--->CH3OH
Со щелочами при высокой температуре CO+NaOH--->HCOONa

2)Строение(МВС):

О=С=О

Хим.Свойства:

По химическим свойствам диоксид углерода относится к кислотным оксидам. При растворении в воде образует угольную кислоту. Реагирует со щёлочами с образованием карбонатов и гидрокарбонатов.

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

CO₂ + NaOH_(разб.) = NaHCO₃

3)Строение(МВС):

О=С=С=С=О

Вариант № 2

1.Гидроксиды и галогениды Мышьяка (III), Сурьмы(III), Висмута(III), их хим.свойства

В ряду гидроксидов мышьяка (III), сурьмы (III) и висмута (III), основные свойства усиливаются, кислотные ослабевают.
Гидроксид мышьяка (III) - кислотный гидроксид
Гидроксид сурьмы (III) - амфотерный гидроксид
Гидроксид висмута (III) - основный гидроксид

способны присоединять молекулы воды и галогенид-ионы с образованием комплексных соединений:

SbCl₅ + H₂O Û [SbCl₅(H₂O)] Û H⁺ + [SbCl₅(OH)]^–,

SbCl₅ + HCl Û H[SbCl₆] Û H⁺ + [SbCl₆]^–,

SbCl₅ + NaCl Û Na[SbCl₆] Û Na⁺ + [SbCl₆]^–,

AsCl₃ + NaCl Þ Na[AsCl₄],

BiI₃ + KI Û K[BiI₄].

2.Сернистая кислота,ее кислотные свойства. Равновесие в растворах гидросульфита и сульфита натрия. Окислительно востановительные свойства сульфитов.

Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы

Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи):

Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:

При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:

Для сульфитов в водном растворе характерны окисление до сульфатов и восстановление до тиосульфатов M₂S₂O₃

3.Гидразин и гидроксиламин.Строение,хим.свойства:

1)Гидрази́н (диамид) H₂N—NH₂ — бесцветная, сильно гигроскопическая жидкость с неприятным запахом.

Благодаря наличию двух неподелённых пар электронов у атомов азота, гидразин способен к присоединению одного или двух ионов водорода. При присоединении одного протона получаются соединения гидразиния с зарядом 1+, двух протонов — гидразиния 2+, содержащие соответственно ионы N₂H₅⁺ и N₂H₆²⁺. Водные растворы гидразина обладают основными свойствами, но его основность значительно меньше, чем у аммиака:

N₂H₄ + H₂O → [N₂H₅]⁺ + OH⁻ (K_b = 3,0·10⁻⁶)

(для аммиака K_b = 1,78·10⁻⁵) Протонирование второй неподеленной пары электронов протекает ещё труднее:

[N₂H₅]⁺ + H₂O → [N₂H₆]²⁺ + OH⁻ (K_b = 8,4·10⁻¹⁶)

Известны соли гидразина — хлорид N₂H₅Cl, сульфат N₂H₆SO₄ и т. д. Иногда их формулы записывают N₂H₄ · HCl, N₂H₄ · H₂SO₄ и т. д. и называют гидрохлорид гидразина, сульфат гидразина и т. д. Большинство таких солей растворимо в воде.

Соли гидразина бесцветны, почти все хорошо растворимы в воде. К числу важнейших относится сульфат гидразина N₂H₄ · H₂SO₄.

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⁺, водородом в момент выделения(Zn + HCl):

N₂H₄ + Zn + 4HCl → 2NH₄Cl + ZnCl₂

2)Гидроксилами́н NH₂OH — бесцветные кристаллы, легко растворимые в воде с образованием гидрата NH₂ОН·Н₂О

§ В водном растворе диссоциирует по основному типу, являясь слабым основанием:

NH₂OH + H₂O ↔ NH₃OH⁺ + OH⁻: K_o = 2·10⁻⁸

Может также диссоциировать и по кислотному типа с рКа = 14,02:

NH₂OH + H₂O ↔ H₃O⁺ + NH₂O⁻

В кислом водном растворе гидроксиламин устойчив, однако ионы переходных металлов катализируют его распад.
Подобно NH₃, гидроксиламин реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния, например:

NH₂OH + HCl → [NH₃OH]Cl

§ На воздухе соединение является нестабильным:

3NH₂OH → N₂ + NH₃ + 3H₂O

но при давлении в 3 кПа (2,25 мм рт.ст.) плавится при 32 °С и кипит при 57 °С без разложения.

§ На воздухе легко окисляется кислородом воздуха:

4NH₂OH + O₂ = 6H₂O + 2N₂

§ Гидроксиламин проявляет свойства восстановителя, при действии на него окислителей выделяются N₂ или N₂O:

2NH₂OH +I₂ + 2КОН → N₂ + 2KI + 4H₂O

§ В некоторых реакциях NH₂OH проявляются окислительные свойства, при этом он восстанавливается до NH₃ или NH₄⁺, например:

NH₂OH + H₂S → NH₃ + S + H₂O

Вариант № 3

1.Тиосериная кислота и тиосульфат натрия. Тиосульфат натрия, его строение, взаимодествие с солями серебра.

1)Тиосерная кислота

Химические свойства

§ Термически очень неустойчива:

§ В присутствии серной кислоты разлагается:

§ Реагирует с щелочами:

§ Реагирует с галогенами:

2)Тиосульфат натрия

При нагревании до 220 °C распадается по схеме:

4Na₂S₂O₃ →(t) 3Na₂SO₄ + Na₂S₅

Na₂S₅ →(t) Na₂S + 4S

Тиосульфат натрия сильный восстановитель:

С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O → 2H₂SO₄ + 2NaCl + 6HCl.

Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:

2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆.

2AgNO₃ + Na₂SO₃S_(разб.) = Ag₂SO₃S↓ + 2NaNO₃

Реакция :

AgNO₃ + 2Na₂SO₃S_(конц.) = Na₃[Ag(SO₃S)₂] + NaNO₃

Реакция :

AgBr + 2Na₂SO₃S_(конц.) = Na₃[Ag(SO₃S)₂] + NaBr

2.Оксид азота(IV), строение. Взаимодействие оксида азота со щелочами и водой. Оксид азота (V),строение и свойства. Азотная кислота и её свойства.

1)Оксид азота (IV)

В лаборатории NO₂ обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь:

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):

Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO₂ в тёплой воде образуются HNO₃ и NO:

Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO₂ проявляет свойства восстановителя):

При растворении NO₂ в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:

Жидкий NO₂ применяется для получения безводных нитратов:

Строение(МВС): O=N=O

2)Оксид азота (V)

Получение:

Путём дегидратации азотной кислоты HNO₃ с помощью P₂O₅:

Строение(МВС):

O₂N-О-NO₂

Хим.свойства:

Типичный кислотный оксид. N₂O₅ легко летуч и крайне неустойчив. Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин:

Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):

Растворяется в щелочах с образованием нитратов:

3)Азотная кислота

HNO₃ — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5.

Хим.Свойства.

Высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

Взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

б) с основаниями:

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

3.Хлор.Получение в лабораторных условиях. Диспропорционирование хлора в щелочной среде на холоду и при нагревании.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

2Na + Cl₂ → 2NaCl

2Sb + 3Cl₂ → 2SbCl₃

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃