Лекция (6) (1134519), страница 3

Файл №1134519 Лекция (6) (Презентации лекций) 3 страницаЛекция (6) (1134519) страница 32019-05-12СтудИзба
Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 3)

Взаимодействием соли с другой кислотой:Образование новой соли и новой кислоты происходит в том случае,если между солью и кислотой не протекает окислительновосстановительная реакция.NaCN + HCl = NaCl + HCN↑- вытеснение более сильной кислотойNaCl + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl↑ - вытеснение менее летучей кислотойNaCl + NaHSO4 = Na2SO4 + HCl↑KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4↑ - особое свойство серной кислотыAgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3- образование одного нерастворимогопродукта2.

В реакциях гидролиза соли, который идет практически до конца:Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑3. Гидролизом галогенангидридов кислот:PBr5 + H2O = POBr3 + 2HBr↑POBr3 + 3H2O = H3PO4 + 3HBr↑Общие методы получения кислот - 24. Окислением неметаллов азотной кислотой:3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑S + 2HNO3(конц.) = H2SO4 + 2NO↑5. Окислением кислотообразующего элемента до более высокойстепени окисления:H2SO3 + H2O2 = H2SO4 + H2OHNO2 + Br2 + H2O = HNO3 + 2HBr3H2SO4 + 5H3PO3 + 2KMnO4 = 5H3PO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2OХимические свойства кислот1.

Участвуют в реакциях обмена:NaOH + HCl = NaCl + H2OCu(OH)2(тв.)+ H2SO4 = CuSO4(раствор) + 2H2OBaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HClNa2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2↑ + H2OFeO + H2SO4 = FeSO4 + H2OZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2Oс растворимым основаниемс нерастворимым основаниемс солью с выпадением осадкас солью с выделением газас основным оксидомс амфотерным оксидом2.

Кислоты, не являющиеся сильными окислителями, реагируют сметаллами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений доводорода; при этом металлы вытесняют из кислот водород:Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑3. Участвуют в реакциях с изменением состояния окислениякислотообразующего элемента:4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2OH3PO4 + H2O2 = H3PO4 + H2O2H2SO4(конц.) + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O2H2S + H2SO3 = 3S↓ + 3H2OМоноядерные оксокислотыHOH2OH2OH2OFe3+SOHHOOH2OH2H2OАквокислота[Fe(OH2)6]3+HOOOOSSiOHHOГидроксокислотаSi(OH)4OOHOHОксокислотаH2SO4Оксокислоты серы - 1HOHOSOHOcернистаяH2SO3Двухосновная.Неустойчивая.При контакте водногораствора с кислородомокисляется в сернуюкислоту.Хорошийвосстановитель.Соли - сульфиты.OHOSSHOSOcернаяH2SO4Двухосновная.Устойчивая.Водоотнимающеевещество.Сильный окислитель.Соли - сульфаты.HOOтиоcернаяH2S2O3Оксокислоты серы - 2HOOOSOSOHOOOHOOДвухосновная.Дисульфат водорода(двусерная кислота)Принадлежит рядуполисерных кислотобщей формулыH2SO4·nSO3SSSSOнадсернаяH2S2O8OOOHтетратионоваяH2S4O6OHOSOHOSOOпироcернаяH2S2O7OЗамещенные оксокислоты серыH2NOFF3CSSHOOOаминосульфоноваяO2S(NH2)OHHOOSOфторсульфоноваяO2SF(OH)HOOтрифторметансульфоноваяO2S(CF3)OHОксокислоты фосфора - 1HOOкислыйпротонHOPHпротон, неявляющийсякислымOHOPPHфосфорноватистаяH3PO2HOHOHфосфористаяH3PO3HOOOOPPOOOHортофосфорнаяH3PO4PHOOOHOметафосфорная(HPO3)3Оксокислоты фосфора - 2OHHOPOHOOPOHOПирофосфорнаяH4P2O7OHOHHOPOOPOOHOPOHOOтетраполифосфорнаяH6P4O13POOHПоследовательная гидратацияфосфорного ангидрида12OOPOOOP+ 2H2OOOHOOPOPPOOOHOPOOOоксид фосфора (V)P4O10HOOOPOOOOOPO+ H2O- H3PO4OHOH+ H2OPPOHтетраполифосфорная+ H2OPPOHтетраметафосфорная(HPO3)4HOOH+ H2OOHOHOHHOOHPOOOHPOHO3OP- H3PO4OHHOPOHOPOHOP- H3PO4OOOOOортофосфорнаядиполифосфорная(пирофосфорная)триполифосфорная654OHOHБиологическая роль полифосфатовГидролиз АТФ до АДФ с потерей фосфатной группыO-OPOOO-PNO-POCH2O-HHOHOHOPO-NOOPOCH2O-+ 2H2O →HАденозиндифосфат (АДФ)C10H13O10N5P2N-NOHO∆ r G° = −41 кДж ⋅ моль −1NNOO4-NH2Аденозинтрифосфат (АТФ)C10H14O13N5P3OHHOHOHHH3-NH2NN+ HPO42− + H3O+Кислоты-окислители - 11.

Как и другие кислоты, взаимодействуют в реакциях обмена с оксидами,гидроксидами и солями, катионы которых не проявляют переменнойстепени окисления:Cu(OH)2(тв.)+ H2SO4 = CuSO4(раствор) + 2H2OBaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HClNa2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2↑ + H2O2. Если металл, образующий оксиды и гидроксиды может иметьнесколько степеней окисления, то реакции могут быть окислительновосстановительными:Fe(OH)2 + 4HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + NO2↑ + 3H2O2FeO + 4H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + 4H2O3. В реакциях с солями, содержащими анион, проявляющийвосстановительные свойства, происходит его окисление:3Na2S + 8HNO3(разб.) = 6NaNO3 + 3S↓ + 2NO↑ + 4H2O8NaI + 5H2SO4(конц.) = 4I2↓ + H2S↑ + 4Na2SO4 + 4H2OКислоты-окислители - 24. Реакции с металлами:Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O5Co + 12HNO3(оч.разб.) = Co(NO3)2 + N2↑ + 6H2O4Zn + 10HNO3(оч.разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2OCu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O5.

Концентрированная азотная и серная кислота реагируетс неметаллами - серой, фосфором, углеродом:S + 2HNO3(конц.) = H2SO4 + 2NO↑S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2↑ + 2H2O3P + 5HNO3(конц.) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑C + 2H2SO4(конц.) = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2OКислоты-окислители - 36. Кислоты, образованные переходными металлами в высшихстепенях окисления, являются сильными окислителями:2H2CrO4 + 3SO2 = Cr2(SO4)3 + 2H2O7. Если кислотообразующий элемент находится в промежуточнойстепени окисления, кислоты могут проявлять как окислительные,так и восстановительные свойства:H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2OH2SO3 + NO2 = H2SO4 + NO↑(H2SO3 - окислитель)(H2SO3 - восстановитель)ГидроксидыНеорганические гидроксиды - соединения, содержащие OHгруппы и атомы металла общей формулы M+(OH)−n.(n - степень окисления)В гидроксиде аммония NH4OH роль катиона металла играетион более сложного строения - аммоний-ион NH4+.В водных растворах диссоциируют наионы металла и гидроксид-ионы OH−Ba(OH)2 = Ba2+ +2OH−NH3 + H2O = NH4OH = NH4+ + OH−Гидроксиды щелочных ищелочноземельных металловявляются основаниями.Гидроксиды ряда переходных инекоторых непереходных металловв высших степенях окисленияпроявляют кислотные свойства.OHSiHOHOOHSi(OH)4 ⇒ H4SiO4Ортокремниеваякислота(оксокислота)Классификация гидроксидов1.По кислотности основания.Число групп OH−, способных обмениваться на кислотный остаток:NaOHCa(OH)2-однокислотное-двухкислотное2.По растворимости.3.По силе оснований.4.По термической устойчивости.5.По отношению к кислотам и щелочам(основные и амфотерные).MOH (M=Li-Fr), M(OH)2 (M=Mg-Ra)Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Be(OH)2,…-основные-амфотерныеПолучение гидроксидов - 11.

Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов сводой:2Li + 2H2O = 2LiOH + H2↑Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2↑Другие металлы могут реагировать сводой при высоких температурах, но приэтом образуются не гидроксиды, а оксиды.2. Растворением оксидов и пероксидов щелочных ищелочноземельных металлов в воде:BaO + H2O = Ba(OH)2↓Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2Оксиды других металловс водой не реагируют.3. Гидролизом солей, у которых он протекает до конца:Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑4. Смешиванием водных растворов солей, взаимно усиливающихгидролиз:2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 6NaCl +3CO2↑Получение гидроксидов - 25.

Разложением некоторых бинарных соединений металл - неметаллводой:Li3N +3H2O = 3LiOH + NH3↑NaH +H2O = NaOH + H2↑Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑6. Осаждением из растворов солей щелочами или раствором аммиака:MgSO4 + 2KOH = Mg(OH)2↓ + K2SO4↑AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4ClОбменные реакции7. Окислением катиона от низшей степени до высшей:4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)38. Электролизом водных растворов щелочных и щелочноземельныхметаллов:2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2↑ + Cl2↑Химические свойства оснований -1Основания реагируют:1. С кислотами:NaOH + HCl = NaCl + H2OCu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O2.

С кислотными оксидами:2NaOH + CO2 = Na2CO3NaOH + CO2 = NaHCO3Сa(OH)2 + CO2 = СaCO33. С амфотерными оксидами:Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2OZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]4. С солями (растворимые в воде основания):2NaOH + FeCl2 = Fe(OH)2↓ + 2NaClХимические свойства оснований -25. С некоторыми неметаллами:6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O6NaOH + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O3KOH + 4P + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2Как правило, протекает реакциядиспропорционирования.6. С некоторыми металлами, гидроксиды которых амфотерны:2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑2NaOH + 2Al + 10H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3H2↑7. С различными веществами, в реакциях с которыми образуютсякомплексные соединения:Cu(OH)2 +4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2OCu(OH)2 +4HCN = H2[Cu(CN)4] + 2H2O8.

Термически разлагаются на оксид и воду:2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2OСоли Общепринятого понятия «соль» в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как: продукты замещения протонов H+ кислоты на катионы металлов илиболее сложные катионы (NH4+, CH3NH3+, и др.) продукты замещения групп OH− основания на анионы кислотногоостатка (Cl−, SO42−, и др.) С точки зрения электролитической теории соли - это электролиты,которые в водных растворах диссоциируют на катионы металловдругие, более сложные катионы (UO22+, [Cu(NH3)4]2+, и др) и анионыкислотного остатка.Классификация солейСолиNa2CO3NaHCO3Al(OH)Cl2СредниеКислыеОсновныеДвойныеKAl(SO4)2СмешанныеКомплексныеCaOCl2K3[Fe(CN)6]Комментарии к классификации солейДвойные соли:общий анион, несколько разных катионовK+Al3+(SO42−)2K2Al2(SO4)4·24H2Oалюмокалиевые квасцы[NH4]2Fe2(SO4)4·24H2Oжелезо-аммониевые квасцыKCr(SO4)2·24H2Oхромово-калиевые квасцыСмешанные соли:общий катион, несколько разных анионовCa2+Cl−(OCl−)хлорная известьCl− - остаток кислоты HCl (соляная)OCl− - остаток кислоты HClO (хлорноватистая)Комплексные соли:имеют сложные катионы или анионы, в которых связь образована подонорно-акцепторному механизмуK3[Fe(CN)6], K[BF4], Na[Al(OH)4(H2O)2 анион в квадратных скобках[Ag(NH3)2]OH, [Cu(NH3)4](OH)2катион в квадратных скобкахПолучение солей - 11.

Взаимодействием металлов с кислотами и щелочами:Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑ (без доступа воздуха)Cu + 4HNO3,конц. = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O2Al + 2NaOH +10H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)2 + 3H2↑2. Нагреванием металлов с неметаллами в инертной атмосфере:2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3↓Zn + S = ZnS2Li + H2 = 2LiH6Mg + 2N2 = 2Mg3N23. Вытеснением металлов из солей другими металлами:Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl22FeCl3 + Hg = 2FeCl2 + HgCl2Используется для очисткипомещений от разлитой ртути.4.

Характеристики

Тип файла
PDF-файл
Размер
350,32 Kb
Тип материала
Высшее учебное заведение

Список файлов лекций

Свежие статьи
Популярно сейчас
Зачем заказывать выполнение своего задания, если оно уже было выполнено много много раз? Его можно просто купить или даже скачать бесплатно на СтудИзбе. Найдите нужный учебный материал у нас!
Ответы на популярные вопросы
Да! Наши авторы собирают и выкладывают те работы, которые сдаются в Вашем учебном заведении ежегодно и уже проверены преподавателями.
Да! У нас любой человек может выложить любую учебную работу и зарабатывать на её продажах! Но каждый учебный материал публикуется только после тщательной проверки администрацией.
Вернём деньги! А если быть более точными, то автору даётся немного времени на исправление, а если не исправит или выйдет время, то вернём деньги в полном объёме!
Да! На равне с готовыми студенческими работами у нас продаются услуги. Цены на услуги видны сразу, то есть Вам нужно только указать параметры и сразу можно оплачивать.
Отзывы студентов
Ставлю 10/10
Все нравится, очень удобный сайт, помогает в учебе. Кроме этого, можно заработать самому, выставляя готовые учебные материалы на продажу здесь. Рейтинги и отзывы на преподавателей очень помогают сориентироваться в начале нового семестра. Спасибо за такую функцию. Ставлю максимальную оценку.
Лучшая платформа для успешной сдачи сессии
Познакомился со СтудИзбой благодаря своему другу, очень нравится интерфейс, количество доступных файлов, цена, в общем, все прекрасно. Даже сам продаю какие-то свои работы.
Студизба ван лав ❤
Очень офигенный сайт для студентов. Много полезных учебных материалов. Пользуюсь студизбой с октября 2021 года. Серьёзных нареканий нет. Хотелось бы, что бы ввели подписочную модель и сделали материалы дешевле 300 рублей в рамках подписки бесплатными.
Отличный сайт
Лично меня всё устраивает - и покупка, и продажа; и цены, и возможность предпросмотра куска файла, и обилие бесплатных файлов (в подборках по авторам, читай, ВУЗам и факультетам). Есть определённые баги, но всё решаемо, да и администраторы реагируют в течение суток.
Маленький отзыв о большом помощнике!
Студизба спасает в те моменты, когда сроки горят, а работ накопилось достаточно. Довольно удобный сайт с простой навигацией и огромным количеством материалов.
Студ. Изба как крупнейший сборник работ для студентов
Тут дофига бывает всего полезного. Печально, что бывают предметы по которым даже одного бесплатного решения нет, но это скорее вопрос к студентам. В остальном всё здорово.
Спасательный островок
Если уже не успеваешь разобраться или застрял на каком-то задание поможет тебе быстро и недорого решить твою проблему.
Всё и так отлично
Всё очень удобно. Особенно круто, что есть система бонусов и можно выводить остатки денег. Очень много качественных бесплатных файлов.
Отзыв о системе "Студизба"
Отличная платформа для распространения работ, востребованных студентами. Хорошо налаженная и качественная работа сайта, огромная база заданий и аудитория.
Отличный помощник
Отличный сайт с кучей полезных файлов, позволяющий найти много методичек / учебников / отзывов о вузах и преподователях.
Отлично помогает студентам в любой момент для решения трудных и незамедлительных задач
Хотелось бы больше конкретной информации о преподавателях. А так в принципе хороший сайт, всегда им пользуюсь и ни разу не было желания прекратить. Хороший сайт для помощи студентам, удобный и приятный интерфейс. Из недостатков можно выделить только отсутствия небольшого количества файлов.
Спасибо за шикарный сайт
Великолепный сайт на котором студент за не большие деньги может найти помощь с дз, проектами курсовыми, лабораторными, а также узнать отзывы на преподавателей и бесплатно скачать пособия.
Популярные преподаватели
Добавляйте материалы
и зарабатывайте!
Продажи идут автоматически
6375
Авторов
на СтудИзбе
309
Средний доход
с одного платного файла
Обучение Подробнее