Аммиак
Аммиак впервые был синтезирован из азота и водорода. Установлено, что для оптимального протекания реакции необходимыми условиями являются давление 2 • К)4 кПа, температура 500°С и присутствие соответствующего катализатора. Реакция экзотермична, поэтому согласно принципу Ле IНателье равновесие реакции будет смещено вправо тем больше, чем ниже температура. Образование аммиака сопровождается уменьшением объема, так как из четырех объемов реакционной смеси (ЗН2 и Ш2) получается только два объема аммиака.
Следовательно, с уменьшением объема уменьшается и давление. Для сдвига равновесия вправо, т.е. в сторону образования аммиака, необходимо поддерживать высокое давление. Для увеличения скорости реакции используют катализатор.
В лабораторных условиях аммиак получают нагреванием соли аммония со щелочью:
или хлорида аммония с гашеной известью:
Аммиак — бесцветный газ с характерным удушливым запахом. Очень легко растворим в воде (в 1 л воды при 0°С растворяется 1150 л NH3). Раствор аммиака, содержащий 10% NH3, называется нашатырным спиртом.
Из пяти электронов наружной оболочки азота в образовании химической связи с атомами водорода участвуют только три р-электрона (sp3—гибридизация), а неподеленная пара электронов отчетливо ориентирована в пространстве. Поэтому молекула NH3 — резко выраженный донор электронной пары и обладает высокой полярностью. Собственная ионизация NH3 очень мала:
Ионное произведение [NHJf |NH21 составляет всего 2 10 33 (при -50°С). Нейтральная молекула аммиака, присоединяя ион Н , превращается в положительный однозарядный ион — катион аммония:
Молекула аммиака, предоставляя свою пару электронов, является донором электронов, а ион водорода — акцептором. Эта разновидность ковалентной связи называется донорно-акцепторной. При взаимодействии протона с молекулой аммиака положительный заряд его равномерно распределяется по всему иону аммония. По этому механизму аммиак реагирует с водой, а также с любым другим веществом, способным отщеплять протоны, в частности с кислотами. Во всех этих реакциях аммиак проявляет основные свойства.
Водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию, так как присоединение иона 1Г приводит к увеличению концентрации ионов ОН»:
При взаимодействии ионов NH* и ОН вновь образуются NH3 и Н.;0, т.е. ионное соединение NH^OH (гидроксид аммония) не образуется. Правильнее считать, что между NH3 и Н20 существует водородная связь.
Для качественного обнаружения аммиака и его солей применяется реактив Несслера (K2[HgI4] КОН):
В результате образуется желто-бурый осадок [Hg2NH2I2]I — иодид дииодо- амидодиртути( II).
Газообразный аммиак взаимодействует и с кислотами, образуя соли аммония:
Поскольку кислоты отщепляют протон легче, чем вода, то концентрация ионов NHJ в растворе значительно больше. Водный раствор аммиака — слабое основание.
Соли аммония могут быть получены не только взаимодействием газообразного аммиака с кислотами, но и водных растворов аммиака с кислотами.
Сухой аммиак способен взаимодействовать с металлами. При этом атомы водорода могут замещаться на металл с образованием амидов, например для натрия:
Эта реакция указывает на то, что газообразный аммиак обладает кислотными свойствами, которые в целом выражены очень слабо.
Аммиак является восстановителем. Эти свойства аммиака можно объяснить тем, что азот находится в состоянии степени окисления -3 и может легко отдавать электроны и окисляться до N2 или N(11):
а) галогены обычно окисляют аммиак до свободного азота:
б) в смеси с кислородом аммиак горит зеленовато-желтым пламенем:
в) если взаимодействие с кислородом протекает в присутствии катализатора, то окисление NH3 сопровождается образованием оксида азота(П):
Эта реакция имеет важное практическое значение, так как лежит в основе промышленного способа получения азотной кислоты.
Являясь восстановителем, аммиак энергично восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:
При 300°С аммиак взаимодействует с хлоратом калия, окисляясь до ни- трат-иона:
Жидкий аммиак — сильный ионизирующий растворитель. Так, производные аммония NHj (например, NH4C1 и NH^NO.,) в жидком аммиаке ведут себя как кислоты, а производные NH2 (амиды) — как основания. Для иллюстрации этих свойств ниже приведены некоторые реакции:
Жидкий аммиак широко используется в промышленности. Устойчивые кристаллические соли тетраэдрического иона NHJ в большинстве растворимы в воде. В солях аммония катион NHj имеет заряд 1. Соли аммония — это кристаллические вещества, напоминающие по строению соли калия и рубидия. Они являются веществами ионного характера, почти полностью диссоциирующими на ионы:
В отличие от солей щелочных металлов соли аммония легко разлагаются при нагревании:
Однако при охлаждении аммиак и хлороводород вновь реагируют с образованием исходной молекулы NH4C1.
При обратимом разложении солей аммония, образованных нелетучими кислотами, улетучивается только аммиак, т.е. происходит частичное разложение:
В химическом отношении соли аммония очень реакционноспособны. Так, при нагревании с растворами гидроксидов соли аммония вступают в реакцию обмена, и при этом выделяется аммиак:
Соли аммония, в которых анион проявляет выраженные окислительные свойства, при нагревании подвергаются окислительно-восстановительным изменениям, вследствие чего разложение таких солей протекает необратимо:
При этом ион NHj окисляется, а анион — восстанавливается. Соли аммония находят широкое применение.
Хлорид аммония NH4C1 (нашатырь) используют при паянии и лужении металлов, в изготовлении гальванических элементов. При соприкосновении нагретого металла с NH4C1 происходит очистка поверхности его от пленки оксида:
В медицине NH4C1 применяют при отеках сердечного происхождения, для усиления действия ртутных диуретиков. Обладает отхаркивающим действием.
Сульфат аммония (NH4)2S04 и нитрат аммония NH4N03 применяют в качестве удобрений, причем в NH4N03, называемом аммиачной селитрой, содержание усвояемого азота выше, чем в других солях аммония. Нитрат аммония в сочетании с горючими веществами (например, углем и алюминием) используют в качестве взрывной смеси (аммоналы).
Гидрокарбонат аммония NH4HC03 применяют в хлебопечении (главным образом в кондитерском деле) для придания тесту необходимой пористости. Действие основано на способности его разлагаться с выделением газов, которые и придают пористость:
Гидразин NH2—NH2 можно представить как производное аммиака, в котором один водород замещен группой — NH2. Степень окисления азота в этом соединении равна -2. Гидразин — полярное соединение и имеет структуру, показанную на рис. 14.1.
Рис. 14.1.Структура гидразина
В обычных условиях это бесцветная жидкость с Ткнп = 113,5°С. Гидразин, будучи бифункциональным основанием, за счет собственной ионизации образует и катион, и анион:
В водных растворах наблюдается ионизация:
Поэтому можно получить два ряда гидразиниевых солей: [N2H5]C1, [N2H6]C12. Соли катиона N.;H3 устойчивы в водных растворах, а соли N2H;? сильно гидролизованы.
Гидразин и соли гидразоний-иона более устойчивы, чем аммиак и его соли.
На воздухе гидразин горит со значительным выделением теплоты:
Как сильный восстановитель он окисляется до N2 в присутствии такого окислителя, как КМп04:
Гидроксиламин NH2OH но своему составу и структуре занимает промежуточное положение между гидразином и пероксидом водорода (рис. 14.2). Степень окисления азота в этом соединении равна -1.
NH2OH можно получить восстановлением азотной кислоты в реакции электролиза:
Рис. 14.2.Структура гидразина, гидроксиламина и пероксида водорода
Гидроксиламин является более слабым основанием, чем NH3:
Взаимодействуя с кислотами, гидроксиламин образует устойчивые соли:
Гидроксиламин в кислой среде проявляет окислительные свойства, а в щелочной — восстановительные:
Азотистоводородная кислота HNN2, или HN3, образуется при взаимодействии гидразина с азотистой кислотой:
Структура азотистоводородной кислоты и кислотного остатка азид-иона представлены на рис. 14.3.
Рис. 14.3.Структура азотистоводородной кислоты и кислотного остатка азид-иона
Для азид-иона характерна sp-гибридизация валентных орбиталей Н , что обусловливает линейную структуру.
По силе азотистоводородная кислота близка к уксусной, а по растворимости солей (азидов) похожа на НС1.
Для получения азидов обычно используют азид натрия, который образуется при действии N20 или NaN03 на амид натрия:
Азид-ион обладает окислительными свойствами, напоминая HN03. Так, если ГШ03 при взаимодействии с металлами восстанавливается до NO и Н20, то азотистоводородная кислота восстанавливается до N2 (нитрид азота) и NH3:
Азиды тяжелых металлов взрывчаты, поэтому, например, азид свинца Pb(NN2)2 применяется в детонаторах.
Медь и соединения меди
1) Через раствор хлорида меди (II) с помощью графитовых электродов пропускали постоянный электрический ток. Выделившийся на катоде продукт электролиза растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся при этом газ собрали и пропустили через раствор гидроксида натрия.
2) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида меди (II), реагирует с серой. Полученный продукт обработали концентрированной азотной кислотой, и выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.
3) Неизвестная соль бесцветна и окрашивает пламя в желтый цвет. При легком нагревании этой соли с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь; последнее превращение сопровождается выделением бурого газа и образованием соли меди. При термическом распаде обеих солей одним из продуктов разложения является кислород. Напишите уравнения описанных реакций.
4) При взаимодействии раствора соли А со щелочью было получено студенистое нерастворимое в воде вещество голубого цвета, которое растворили в бесцветной жидкости Б с образованием раствора синего цвета. Твердый продукт, оставшийся после осторожного выпаривания раствора, прокалили; при этом выделились два газа, один из которых бурого цвета, а второй входит в состав атмосферного воздуха, и осталось твердое вещество черного цвета, которое растворяется в жидкости Б с образованием вещества А. Напишите уравнения описанных реакций.
5) Медную стружку растворили в разбавленной азотной кислоте, и раствор нейтрализовали едким кали. Выделившееся вещество голубого цвета отделили, прокалили (цвет вещества изменился на черный), смешали с коксом и повторно прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
6) В раствор нитрата ртути (II) добавили медную стружку. После окончания реакции раствор профильтровали, и фильтрат по каплям прибавляли к раствору, содержащему едкий натр и гидроксид аммония. При этом наблюдали кратковременное образование осадка, который растворился с образованием раствора ярко-синего цвета.
7) Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине. Напишите уравнения описанных реакций.
8) Твердое вещество, образующееся при нагревании малахита, нагрели в атмосфере водорода. Продукт реакции обработали концентрированной серной кислотой, внесли в раствор хлорида натрия, содержащий медные опилки, в результате образовался осадок. Напишите уравнения описанных реакций.
9) Соль, полученную при растворении меди в разбавленной азотной кислоте, подвергли электролизу, используя графитовые электроды. Вещество, выделившееся на аноде, ввели во взаимодействие с натрием, а полученный продукт реакции поместили в сосуд с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.
10) Твердый продукт термического разложения малахита растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте. Раствор осторожно выпарили, и твердый остаток прокалили, получив вещество черного цвета, которое нагрели в избытке аммиака (газ). Напишите уравнения описанных реакций.
11) К порошкообразному веществу черного цвета добавили раствор разбавленной серной кислоты и нагрели. В полученный раствор голубого цвета приливали раствор едкого натра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и нагрели. Продукт реакции нагревали в атмосфере водорода, в результате чего получилось вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
12) Неизвестное вещество красного цвета нагрели в хлоре, и продукт реакции растворили в воде. В полученный раствор добавили щелочь, выпавший осадок голубого цвета отфильтровали и прокалили. При нагревании продукта прокаливании, который имеет черный цвет, с коксом было получено исходное вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
13) Раствор, полученный при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой, выпарили и осадок прокалили. Газообразные продукты полностью поглощены водой, а над твердым остатком пропустили водород. Напишите уравнения описанных реакций.
14) Черный порошок, который образовался при сжигании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-серной кислоте. В полученный раствор добавили щелочь, и выпавший осадок голубого цвета отделили и растворили в избытке раствора аммиака. Напишите уравнения описанных реакций.
15) Вещество черного цвета получили, прокаливая осадок, который образуется при взаимодействии гидроксида натрия и сульфата меди (II). При нагревании этого вещества с углем получают металл красного цвета, который растворяется в концентрированной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.
16) Металлическую медь обработали при нагревании йодом. Полученный продукт растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшийся раствор обработали раствором гидроксидом калия. Выпавший осадок прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
17) К раствору хлорида меди (II) добавили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный порошок растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.
18) Медь растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали серной кислотой до появления характерной голубой окраски солей меди. Напишите уравнения описанных реакций.
19) Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
20) Газ, полученный при взаимодействии железных опилок с раствором соляной кислоты, пропустили над нагретым оксидом меди (II) до полного восстановления металла. полученный металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Напишите уравнения описанных реакций.
21) Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. Выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
22) Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Полученное при этом твердое черное вещество в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак. Напишите уравнения описанных реакций.
23) Оксид меди (II) обработали раствором серной кислоты. При электролизе образующегося раствора на инертном аноде выделяется газ. Газ смешали с оксидом азота (IV) и поглотили с водой. К разбавленному раствору полученной кислоты добавили магний, в результате чего в растворе образовалось две соли, а выделение газообразного продукта не происходило. Напишите уравнения описанных реакций.
24) Оксид меди (II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том, и в другом случае наблюдали образование осадка. Напишите уравнения описанных реакций.
25) Нитрат меди (II) прокалили, образовавшееся твердое вещество растворили в разбавленной серной кислоте. Раствор полученной соли подвергли электролизу. Выделившееся на катоде вещество растворили в концентрированной азотной кислоте. Растворение протекает с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.
26) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида кальция. В котором выпал осадок. Часть газа не поглотилась, его пропустили над твердым веществом черного цвета, полученным при прокаливании нитрата меди (II). В результате образовалось твердое вещество темно-красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
27) Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выпадения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (н3рo4)
Способы полученияфосфорной кислоты
В промышленности Н3РO4 получают двумя способами:
- Разложением природного соединения – фосфата кальция Са3(РO4)2 серной кислотой:
Са3(РO4)2 3H2SO4 = 2Н3РO4 3CaSO4↓
- Доменный (термический) 3х-стадийный способ:
1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом
2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха
3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:
Лабораторный способ
- Н3РO4 получают окислением фосфора азотной кислотой:
ЗР 5HNO3 2Н2О = ЗН3РO4 5NO↑
- Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:
Р2О5 ЗН2О = 2H3PO4
Физические свойства, строениефосфорной кислоты
При обычной
температуре безводная Н3РO4 – прозрачное, легкоплавкое (Тпл = 42°С)
кристаллическое вещество. Н3РO4 -очень гигроскопичное вещество и смешивается с
водой в любых соотношениях. Н3РO4 с небольшим количеством воды образует
сиропообразную, вязкую жидкость.
Степень
окисления фосфора в фосфорной кислоте равна 5, валентность равна V.
При
нагревании орто-фосфорной кислоты выше 213 °C, она переходит в пирофосфорную H4P2O7.
При нагревании выше 700°С переходит в
метафосфорную кислоту HPO3:
Качественные реакциидля обнаружения фосфат-иона
Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO3, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.
При
добавлении AgNO3 к кислотам образуются осадки
различного цвета:
- метафосфат серебра AgPO3— белый
- пирофосфат серебра Ag4P2O7 – также белый, но он не свертывает яичного белка
- ортофосфат серебра Ag3PO4— желтый:
Н3PO4 3AgNO3 → Ag3PO4↓ 3НNO3
ВидеоКачественная реакция на фосфат-ион
Химические свойствафосфорной кислоты
Фосфорная кислота H3PO4 – это электролит средней силы
и представляет собой трехосновную кислоту.
Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:
Н3РO4 → Н Н2РO4—
По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно
малой степени:
Н2РO4— → Н НРO42-
НРO42- → Н РO43-
- Н3РO4 проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами:
2Н3РO4 6Na = 2Na3РO4 3H2
2Н3РO4 ЗСаО = Са3(РO4)2 ЗН2О
2H3PO4 3MgO = Mg3(PO4)2 3H2O
- с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):
Н3РO4 NaOH = NaH2PO4 Н2О
Н3РO4 2NaOH = Na2HPO4 2Н2О
Н3РO4 3NaOH = Na3PO4 ЗН2О
- с аммиаком образует соли аммония:
Н3РO4 NH3 = NH4H2PO4
Н3РO4 2NH3 = (NH4)2HPO4
- Вытесняет более слабые кислоты из их солей
(карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:
Н3PO4 3NaHCO3 → Na3PO4 CO2 3H2O
- При нагревании H3PO4 выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислотыH2P2O7:
2H3PO4 → H2P2O7 H2O
В отличие от
аниона NO3— в азотной
кислоте, анион РO43- окисляющим
действием не обладает.
Ответы и решения
CuCl2 Cu Сl2
на катоде на аноде
Cu 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 2NO2↑ 2H2O
2Cu(NO3)2 =2CuO 4NO2↑ O2↑
6NaOH(гор.) 3Cl2 = NaClO3 5NaCl 3H2O
CuCl2 = Cu Сl2
на катоде на аноде
Cu S = CuS
CuS 8HNO3(конц.гор.) = CuSO4 8NO2↑ 4H2O
или CuS 10HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 H2SO4 8NO2↑ 4H2O
4NO2 2Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 Ba(NO2)2 2H2O
NaNO3(тв.) H2SO4(конц.) = HNO3 NaHSO4
Cu 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 2NO2↑ 2H2O
2Cu(NO3)2 = 2CuO 4NO2↑ O2↑
2NaNO3 = 2NaNO2 O2↑
Cu(NO3)2 2NaOH = Cu(OH)2↓ 2NaNO3
Cu(OH)2 2HNO3 = Cu(NO3)2 2H2O
2Cu(NO3)2 = 2CuO 4NO2↑ O2↑
CuO 2HNO3 = Cu(NO3)2 H2O
5. 3Cu 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 2NO2↑ 4H2O
Cu(NO3)2 2КOH = Cu(OH)2↓ 2КNO3
Cu(OH)2 = CuO H2O
CuO C Cu CO
6. Hg(NO3)2 Cu = Cu(NO3)2 Hg
Cu(NO3)2 2NaOH = Cu(OH)2↓ 2NaNO3
Сu(OH)2 4(NH3 · H2O) = [Cu(NH3)4](OH)2 4H2O
[Cu(NH3)4](OH)2 5H2SO4 = CuSO4 4NH4HSO4 2H2O
7. Cu2O 6HNO3(конц.) = 2Cu(NO3)2 2NO2 3H2O
2Cu(NO3)2 = 2CuO 4NO2↑ O2↑
4NO2 O2 2H2O = 4HNO3
10HNO3 4Mg = 4Mg(NO3)2 N2O 5H2O
8. (CuOH)2CO3 = 2CuO CO2 H2O
CuO H2 = Cu H2O
Cu 2H2SO4(конц.) = CuSO4 SO2 2H2O
CuSO4 Cu 2NaCl = 2CuCl↓ Na2SO4
3Cu 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 2NO2↑ 4H2O
2Cu(NO3)2 2H2O = 2Cu O2 4HNO3
на катоде на аноде
2Na O2 = Na2O2
2Na2O2 CO2 = 2Na2CO3 O2
10.
(CuOH)2CO3 = 2CuO CO2 H2O
CuO 2HNO3 = Cu(NO3)2 H2O
2Cu(NO3)2 = 2CuO 4NO2↑ O2↑
3CuO 2NH3 = 3Cu N2 3H2O
11.
CuO H2SO4 = CuSO4 H2O
CuSO4 2NaOH = Cu(OH)2 Na2SO4
Cu(OH)2 = CuO H2O
CuO H2 = Cu H2O
12.
Cu Cl2 = CuCl2
CuCl2 2NaOH = Cu(OH)2↓ 2NaCl
Cu(OH)2 = CuO H2O
CuO C = Cu CO
13.
Cu 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 2NO2↑ 2H2O
2Cu(NO3)2 = 2CuO 4NO2↑ O2↑
4NO2 O2 2H2O = 4HNO3
CuO H2 = Cu H2O
14.
2Cu O2 = 2CuO
CuO H2SO4 = CuSO4 H2O
CuSO4 NaOH = Cu(OH)2↓ Na2SO4
Сu(OH)2 4(NH3 · H2O) = [Cu(NH3)4](OH)2 4H2O
15.
СuSO4 2NaOH = Cu(OH)2 Na2SO4
Cu(OH)2 = CuO H2O
CuO C = Cu CO
Cu 2H2SO4(конц.) = CuSO4 SO2 2H2O
16.
2Cu I2 = 2CuI
2CuI 4H2SO4 = 2CuSO4 I2 2SO2 4H2O
СuSO4 2KOH = Cu(OH)2 K2SO4
Cu(OH)2 = CuO H2O
17.
2CuCl2 2Na2CO3 H2O = (CuOH)2CO3 CO2 4NaCl
(CuOH)2CO3 = 2CuO CO2 H2O
CuO H2 = Cu H2O
3Cu 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 2NO2↑ 4H2O
18.
3Cu 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 2NO2↑ 4H2O
Сu(NO3)2 2NH3· H2O = Cu(OH)2↓ 2NH4NO3
Cu(OH)2 4NH3· H2O = [Cu(NH3)4](OH)2 4H2O
[Cu(NH3)4](OH)2 3H2SO4 = CuSO4 2(NH4)2SO4 2H2O
19) Cu 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 2NO2↑ 2H2O
Сu(NO3)2 2NH3· H2O = Cu(OH)2↓ 2NH4NO3
Cu(OH)2 4NH3· H2O = [Cu(NH3)4](OH)2 4H2O
[Cu(NH3)4](OH)2 6HCl = CuCl2 4NH4Cl 2H2O
20.
Fe 2HCl = FeCl2 H2
CuO H2 = Cu H2O
Cu 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 2NO2↑ 2H2O
2Cu(NO3)2 2H2O = 2Cu O2 4HNO3
21.
I2 10HNO3 = 2HIO3 10NO2 4H2O
4NO2 2H2O O2 = 4HNO3
Cu(OH)2 2HNO3 = Cu(NO3)2 2H2O
2Cu(NO3)2 = 2CuO 4NO2↑ O2↑
22.
Cu2O 3H2SO4 = 2CuSO4 SO2 3H2O
СuSO4 2KOH = Cu(OH)2 K2SO4
Cu(OH)2 = CuO H2O
3CuO 2NH3 = 3Cu N2 3H2O
23.
CuO H2SO4 = CuSO4 H2O
2CuSO4 2H2O = 2Cu O2 2H2SO4
4NO2 O2 2H2O = 4HNO3
10HNO3 4Mg = 4Mg(NO3)2 NH4NO3 3H2O
24.
CuO CO = Cu CO2
Cu Cl2 = CuCl2
2CuCl2 2KI = 2CuCl↓ I2 2KCl
CuCl2 2AgNO3 = 2AgCl↓ Cu(NO3)2
25.
2Cu(NO3)2 = 2CuO 4NO2↑ O2↑
CuO H2SO4 = CuSO4 H2O
2CuSO4 2H2O = 2Cu O2 2H2SO4
Cu 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 2NO2↑ 2H2O
26.
H2C2O4 = CO↑ CO2↑ H2O
CO2 Ca(OH)2 = CaCO3 H2O
2Cu(NO3)2 =2CuO 4NO2↑ O2↑
CuO CO = Cu CO2
27.
Cu 2H2SO4(конц.) = CuSO4 SO2 2H2O
SO2 2KOH = K2SO3 H2O
СuSO4 2NaOH = Cu(OH)2 Na2SO4
Cu(OH)2 2HCl = CuCl2 2H2O
Сгорание — аммиак
— большая энциклопедия нефти и газа, статья, страница 1
Cтраница 1
Сгорание аммиака на воздухе идет с образованием преимущественно свободного азота. Если же аммиак взаимодействует с кислородом в присутствии РеаОз, он окисляется до окиси азота.
[1]
Сгорание аммиака активизируется при добавке к запальному топливу присадок, в частности пентилнитрата или диметилгидразина, причем применение последнего предпочтительнее ввиду близости его свойства к свойствам аммиака.
[2]
Сгорание аммиака на воздухе идет с образованием преимущественно свободного азота. Если же аммиак взаимодействует с кислородом в присутствии Ре20з, он окисляется до окиси азота.
[3]
Сгорание аммиака на воздухе идет с образованием преимущественно свободного азота. Если же аммиак взаимодействует с кислородом в присутствии Рб2Оз, он окисляется до окиси азота.
[4]
При сгорании аммиака в избытке дикислорода образуются диазот и водяной пар.
[5]
Какие продукты получаются при сгорании аммиака.
[6]
Слишком малые скорости потока газовой смеси могут способствовать сгоранию аммиака перед катализатором.
[7]
Бертло [795] и Томсен [3981] на основании измерений теплоты сгорания аммиака нашли для теплоты его образования значения-11 2 и — 11 7 ккал / моль соответственно. Хабер, Тамару и Эхольм [1913] установили, что точность этих величин невелика и возможная ошибка составляет 1 ккал / моль.
[8]
После окончания расчетов таблиц Справочника была опубликована работа Армстронга и Джессупа [5676], в которой была измерена теплота сгорания аммиака во фторе.
[9]
Окись азота NO образуется из кислорода и азота при высоких температурах ( 1500 — 3000 С), при грозовых разрядах и при сгорании аммиака. Окись азота легко окисляется в двуокись азота NO2 — удушающий газ красно-бурого цвета. Окислы N2O3 ( азотистый ангидрид) и N2O5 ( азотный ангидрид) являются ангидридами азотистой и азотной кислот соответственно.
[10]
Приемы, используемые для уменьшения образования оксидов азота в печах, оказываются эффективными и при сжигании аммиака ( см. гл. Тепло от сгорания аммиака и отопительного газа который подают дополнительно, могут быть утилизированы.
[11]
При использовании аммиака в качестве горючего для ДВС часть его должна быть разложена термически ( перед всасыванием), чтобы обеспечить зажигание смеси аммиака с воздухом электрической искрой в цилиндрах ДВС. При комнатной температуре аммиак сжижается подобно пропано-бутановой фракции при давлении 0 7 — 0 8 МПа. Однако теплота сгорания аммиака составляет примерно 42 % низшей теплоты сгорания бензина, что снижает радиус действия автомобиля при баках одинаковой емкости. Такое использование метанола более эффективно, чем его прямое сжигание в качестве жидкого горючего.
[13]
Разложение этих газов особенно усиливается с повышением температуры в присутствии веществ, каталитически ускоряю-цих диссоциацию аммиака и окиси азота. Это наблюдается при прохождении газов через трубопроводы и аппараты, стенки которых имеют высокую температуру, а также при прохождении газа вдоль стенок контактного аппарата. Слишком малые скорости потока газовой смеси могут способствовать сгоранию аммиака перед катализатором.
[14]
Страницы:
1
2
Соли меди (ii)
В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительныесвойства.
Например, соли меди (II) окисляют иодиды и сульфиты:
2CuCl2 4KI = 2CuI I2 4KCl
2CuCl2 Na2SO3 2NaOH = 2CuCl Na2SO4 2NaCl H2O
Бромиды и иодиды меди (II) можно окислитьперманганатом калия:
5CuBr2 2KMnO4 8H2SO4 = 5CuSO4 K2SO4 2MnSO4 5Br2 8H2O
Соли меди (II) также окисляютсульфиты:
2CuSO4 Na2SO3 2H2O = Cu2O Na2SO4 2H2SO4
Более активные металлы вытесняют медь из солей.
Например, сульфат меди (II) реагирует с железом:
CuSO4 Fe = FeSO4 Cu
Cu(NO3)2 Fe = Fe(NO3)2 Cu
Сульфид меди (II) можно окислить концентрированной азотной кислотой. При нагревании возможно образование сульфата меди (II):
CuS 8HNO3(конц.гор.) = CuSO4 8NO2 4H2O
Еще одна форма этой реакции:
CuS 10HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 H2SO4 8NO2↑ 4H2O
При горениисульфида меди (II) образуется оксид меди (II) и диоксид серы:
2CuS 3O2 2CuO 2SO2↑
Соли меди (II) вступают в обменные реакции, как и все соли.
Например, растворимые соли меди (II) реагируют с сульфидами:
CuBr2 Na2S = CuS↓ 2NaBr
При взаимодействии солей меди (II) с щелочамиобразуется голубой осадок гидроксида меди (II):
CuSO4 2NaOH = Cu(OH)2↓ Na2SO4
Электролиз раствора нитрата меди (II):
2Cu(NO3)2 2Н2О → 2Cu O2 4HNO3
Некоторые соли меди при нагревании разлагаются, например, нитрат меди (II):
2Cu(NO3)2 → 2CuO 4NO2 O2
Основный карбонат меди разлагается на оксид меди (II), углекислый газ и воду:
(CuOH)2CO3 → 2CuO CO2 H2O
При взаимодействии солей меди (II) с избытком аммиака образуются аммиачные комплексы:
CuCl2 4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2
При смешивании растворов солей меди (II) и карбонатов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты:
2CuSO4 2Na2CO3 H2O = (CuOH)2CO3↓ 2Na2SO4 CO2
Химические свойства меди
В соединениях медь может проявлять степени окисления 1 и 2.
1.Медь — химически малоактивный металл. При нагревании медь может реагировать с некоторыми неметаллами: кислородом, серой, галогенами.
1.1. При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями, например, с кислородом, образуя CuО, Cu2О в зависимости от условий:
4Cu О2 → 2Cu2О
2Cu О2 → 2CuО
1.2.Медь реагируетс серойс образованием сульфида меди (II):
Cu S → CuS
Видеоопыт взаимодействия меди с серой можно посмотреть здесь.
1.3.Медь взаимодействуетс галогенами. При этом образуются галогениды меди (II):
Cu Cl2 = CuCl2
Сu Br2 = CuBr2
Но, обратите внимание:
2Cu I2 = 2CuI
Видеоопыт взаимодействия меди с хлором можно посмотреть здесь.
1.4.С азотом, углеродом и кремнием медь не реагирует:
Cu N2 ≠
Cu C ≠
Cu Si ≠
1.5.Медь не взаимодействуетс водородом.
Cu H2 ≠
1.6. Медь взаимодействует с кислородомс образованием оксида:
2Cu O2 → 2CuO
2.Медь взаимодействует и сосложными веществами:
2.1.Медь в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисляется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II):
2Cu H2O CO2 O2 = (CuOH)2CO3
2.2.В ряду напряжений медь находится правее водорода и поэтому не может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (разбавленной серной кислоты и др.).
Например, медь не реагирует с разбавленнойсерной кислотой:
Cu H2SO4 (разб.) ≠
Видеоопыт взаимодействия меди с соляной кислотой можно посмотреть здесь.
2.3.При этом медь реагирует при нагревании с концентрированной серной кислотой. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат меди (II) и вода:
Cu 2H2SO4(конц.) → CuSO4 SO2 2H2O
2.4.Медь реагирует даже при обычных условиях сазотной кислотой.
С концентрированной азотной кислотой:
Cu 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 2NO2 2H2O
С разбавленной азотной кислотой:
3Cu 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 2NO 4H2O
Реакция меди с азотной кислотой
2.5. Растворы щелочейна медь практически не действуют.
2.6. Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов ихсолей.
Например, медь реагирует с нитратом ртути (II) с образованием нитрата меди (II) и ртути:
Hg(NO3)2 Cu = Cu(NO3)2 Hg
2.7. Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)
2Cu NO2 = Cu2O NO
2FeCl3 Cu = 2FeCl2 CuCl2