Студопедия

Главная страница Случайная страница

Разделы сайта

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Соли железа (III) 2 страница






Fe2(SO4)3 + 3K2S = 2FeS + S + 3K2SO4

 

 

30. 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O

 

 

31. Fe + 4HNO3 (разб.) = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

(в качестве продукта восстановления HNO3 принимается также N2O и N2)

2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 6NaNO3 + 3CO2

2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + CO2 + H2O

2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3

 

32. Fe + S FeS

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑

FeCl2 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + 2KCl

Fe(OH)2 FeO + H2O

 

 

33. 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O

H2 + I2 = 2HI

 

 

34. Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + 2NaCl

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O

 

 

35. Fe2(SO4)3 + 3Ba(NO3)2 = 3BaSO4↓ + 2Fe(NO3)3

Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaNO3

2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O

 

Цинк. Соединения цинка.

I. Цинк.

 

Цинк – довольно активный металл, но на воздухе он устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида, предохраняющим его от дальнейшего окисления. При нагревании цинк реагирует с простыми веществами (исключением является азот):

 

2Zn + О2 2ZnО

 

Zn + Сl2 ZnCl2

 

3Zn + 2Р Zn3Р2

 

Zn + S ZnS

 

а также с оксидами неметаллов и аммиаком:

 

3Zn + SO2 2ZnO + ZnS

 

Zn + CO2 ZnO + CO

 

3Zn + 2NH3 Zn3N2 + 3H2

 

При нагревании цинк окисляется под действием водяных паров:

 

Zn + H2O (пар) ZnO + H2

 

Цинк реагирует с растворами кислот серной и соляной кислот, вытесняя из них водород:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

 

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

 

Как активный металл цинк реагирует с кислотами-окислителями:

 

Zn + 2H2SO4(конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

 

4Zn + 5H2SO4(конц.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

 

Zn + 4HNO3(конц.)→ Zn(NO4)2 + 2NO2 + 2H2O

 

4Zn + 10HNO3(оч. разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

 

При сплавлении цинка с щелочами образуется цинкат:

Zn + 2NаОН(крист.) 2ZnО2 + Н2

 

Цинк хорошо растворяется в растворах щелочей:

 

Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2

В отличие от алюминия, цинк растворяется и в водном растворе аммиака:

 

Zn + 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2

 

Цинк восстанавливает многие металлы из растворов их солей:

 

CuSO4 + Zn = Zn SO4 + Cu

 

Pb(NO3)2 + Zn = Zn(NO3)2 + Pb

 

 


4Zn + KNO3 + 7KOH = NН3 + 4K2ZnO2 + 2H2O

 

4Zn + 7NaOH + 6H2O + NaNO3 = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3

 

3Zn + Na2SO3 + 8HCl = 3ZnCl2 + H2S + 2NaCl + 3H2O

 

Zn + NaNO3 + 2HCl = ZnCl2 + NaNO2 + H2O

 

II. Соединения цинка (соединения цинка ядовиты).

 

1) Оксид цинка.

 

Оксид цинка обладает амфотерными свойствами.

 

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

 

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

 

ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O

 

ZnO + Na2O Na2ZnO2

 

ZnO + SiO2 ZnSiO3

 

ZnO + BaCO3 BaZnO2 + СО2

 

Цинк восстанавливают из оксидов действием сильных восстановителей:

 

ZnO + С(кокс) Zn + СО

 

ZnO + СО Zn + СО2

 

 

2) Гидроксид цинка.

 

Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами.

 

Zn(OН)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

 

Zn(OН)2 + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O

 

Zn(OН)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

 

2Zn(OН)2 + СО2 = (ZnOH)2СО3 + H2O

 

Zn(OН)2 + 4(NH3· H2O) = [Zn(NH3)4](OH)2

 

Гидроксид цинка термически неустойчив:

 

Zn(OН)2 ZnO + H2O

 

3) Соли.

 

СaZnO2 + 4HCl (избыток) = CaCl2 + ZnCl2 + 2H2O

 

Na2ZnO2 + 2H2O = Zn(OH)2 + 2NaHCO3

 

Na2[Zn(OH)4] + 2CO2 = Zn(OH)2 + 2NaHCO3

 

Zn(NO3)2 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + 2NaNO3

 

2ZnSO4 2ZnO + 2SO2 + O2

 

2Zn(NO3)2 2ZnO + 4NO2 + O2

 

Zn(NO3)2 + Mg = Zn + Mg(NO3)2

 

ZnS + 4H2SO4(конц.) = ZnSO4 + 4SO2 + 4H2O

 

ZnS + 8HNO3(конц.) = ZnSO4 + 8NO2 + 4H2O

 

ZnS + 4NaOH + Br2 = Na2[Zn(OH)4] + S + 2NaBr

 

 

Цинк. Соединения цинка.

 

1. Оксид цинка растворили в растворе хлороводородной кислоты и раствор нейтрализовали, добавляя едкий натр. Выделившееся студенистое вещество белого цвета отделили и обработали избытком раствора щелочи, при этом осадок полностью растворился. нейтрализация полученного раствора кислотой, например, азотной, приводит к повторному образованию студенистого осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

 

2. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте и в полученный раствор добавили избыток щелочи, получив прозрачный раствор. Напишите уравнения описанных реакций.

 

3. Соль, полученную при взаимодействии оксида цинка с серной кислотой, прокалили при температуре 800°С. Твердый продукт реакции обработали концентрированным раствором щелочи, и через полученный раствор пропустили углекислый газ. Напишите уравнения описанных реакций.

 

4. Нитрат цинка прокалили, продукт реакции при нагревании обработали раствором едкого натра. Через образовавшийся раствор пропустили углекислый газ до прекращения выделения осадка, после чего обработали избытком концентрированного нашатырного спирта, при этом осадок растворился. Напишите уравнения описанных реакций.

 

5. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте, полученный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Продукты реакции смешали с коксом и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

 

6. Несколько гранул цинка растворили при нагревании в растворе едкого натра. В полученный раствор небольшими порциями добавляли азотную кислоту до образования осадка. Осадок отделили, растворили в разбавленной азотной кислоте, раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

 

7. В концентрированную серную кислоту добавили металлический цинк. образовавшуюся соль выделили, растворили в воде и в раствор добавили нитрат бария. После отделения осадка в раствор внесли магниевую стружку, раствор профильтровали, фильтрат выпарили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

 

8. Сульфид цинка подвергли обжигу. Полученное твердое вещество полностью прореагировало с раствором гидроксида калия. Через полученный раствор пропустили углекислый газ до выпадения осадка. Осадок растворили в соляной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

 

9. Некоторое количество сульфида цинка разделили на две части. Одну из них обработали соляной кислотой, а другую подвергли обжигу на воздухе. При взаимодействии выделившихся газов образовалось простое вещество. Это вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой, причем выделился бурый газ. Напишите уравнения описанных реакций.

 

10. Цинк растворили в растворе гидроксида калия. Выделившийся газ прореагировал с литием, а к полученному раствору по каплям добавили соляную кислоту до прекращения выпадения осадка. Его отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

 

 

1) ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + 2NaCl

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Na2[Zn(OH)4] + 2HNO3(недостаток) = Zn(OH)2↓ + 2NaNO3 + 2H2O

 

2) 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

NH4NO3 + NaOH = NaNO3 + NH3↑ + H2O

Zn(NO3)2 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + 2NaNO3

 

3) ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

2ZnSO4 2ZnO + 2SO2 + O2

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

Na2[Zn(OH)4] + 2CO2 = Zn(OH)2↓ + 2NaHCO3

 

4) 2Zn(NO3)2 2ZnO + 4NO2 + O2

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

Na2[Zn(OH)4] + 2CO2 = Zn(OH)2↓ + 2NaHCO3

Zn(OH)2 + 4(NH3 · H2O) = [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O

 

 

5) 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

2Zn(NO3)2 2ZnO + 4NO2 + O2

NH4NO3 N2O + 2H2O

ZnO + C Zn + CO

 

6) Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

Na2[Zn(OH)4] + 2HNO3 = Zn(OH)2↓ + 2NaNO3 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O

2Zn(NO3)2 2ZnO + 4NO2 + O2

 

 

7) 4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

ZnSO4 + Ba(NO3)2 = Zn(NO3)2 + BaSO4

Zn(NO3)2 + Mg = Zn + Mg(NO3)2

2Mg(NO3)2 2Mg(NO2)2 + O2

 

8) 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

Na2[Zn(OH)4] + CO2 = Zn(OH)2 + Na2CO3 + H2O

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

 

9) ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S↑

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

10) Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2

H2 + 2Li = 2LiH

K2[Zn(OH)4] + 2HCl = 2KCl + Zn(OH)2

Zn(OH)2 ZnO + H2O

 

 

Медь и соединения меди.

I. Mедь.

 

Медь – химически малоактивный металл, 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 = (CuOH)2CO3

 

При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями,

с кислородом, образуя CuО, Cu2О в зависимости от условий:

 

4Cu + О2 2Cu2О 2Cu + О2 2CuО

 

С галогенами, серой:

 

Cu + Cl2 = CuCl2

 

Сu + Br2 = CuBr2

 

Cu + S CuS

 

Медь растворяется в кислотах-окислителях:

при нагревании в концентрированной серной кислоте:

 

Cu + 2H2SO4(конц.) CuSO4 + SO2 + 2H2O

 

без нагревания в азотной кислоте:

 

Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 

3Cu + 8HNO3(разб..) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

 

3Cu + 2HNO3 + 6HCl = 3CuCl2 + 2NO + 4H2O

Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)

2Cu + NO2 = Cu2O + NO

 

2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2

 

Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей:

Hg(NO3)2 + Cu = Cu(NO3)2 + Hg

 

II. Соединения меди.

 

1) Оксиды.

Оксид меди (II)

 

В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании, или прокаливанием (CuOH)2CO3, Cu(NO3)2:

 

2Cu + O2 2CuO

 

(CuOH)2CO3 2CuO + CO2 + H2O

 

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2

 

Оксид меди проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладаниемосновных). СuO взаимодействует с кислотами:

 

СuO + 2HBr = CuBr2 + H2O

 

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

 

CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O

 

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

 

3CuO + 2NH3 3Cu + N2 + 3H2O

 

СuO + C = Cu + CO

 

3CuO + 2Al = 3Cu + Al2O3

 

Оксид меди (I)

 

В лаборатории его получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой:

 

CH3CHO + 2Cu(OH)2 CH3COOH + Cu2O↓ + 2H2O

CH2ОН(CHOН)4СНО + 2Cu(OH)2 CH2ОН(CHOН)4СООН + Cu2O↓ + 2H2O

 

Оксид меди (I) обладает основными свойствами. При действии на оксид меди (I) галогеноводородной кислотой получают галогениды меди (I) и воду:

 

Cu2O + 2HCl = 2CuCl↓ + H2O

 

При растворении Cu2O в кислородсодержащих кислотах, например, в растворе серной, образуются соли меди (II) и медь:

 

Cu2O + H2SO4(разб.) = CuSO4 + Cu + H2O

 

В концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли (II).

 

Cu2O + 3H2SO4(конц.) = 2CuSO4 + SO2 + 3H2O

 

Cu2O + 6HNO3(конц.) = 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O

5Cu2O + 13H2SO4 + 2KMnO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 13H2O

 

Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu2S) или комплексные соединения [Cu(NH3)2]+. Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I):

 

Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH

 

CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl

 

Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом:

 

СH ≡ CH + 2[Cu(NH3)2]Cl → Сu–C ≡ C–Cu + 2NH4Cl

 

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность

 

Cu2O + CO = 2Cu + CO2

 

Cu2O + H2 = 2Cu + H2O

 

3Cu2O + 2Al = 6Cu + Al2O3

 

2Cu2O + O2 = 4CuO

 

 

2) Гидроксиды.

 

Гидроксид меди (II).

 

Гидроксид меди (II) проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных). Сu(OН)2 взаимодействует с кислотами:

 

Сu(OН)2 + 2HBr = CuBr2 + 2H2O

 

Cu(OН)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

 

Cu(OН)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O

 

Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака, образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:

 

Сu(OH)2 + 4(NH3 · H2O) = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O

 

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2

 

При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:

 

Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]

 

 

При нагревании гидроксид меди (II) разлагается:

Сu(OH)2 CuO + H2O

 

3) Соли.

Соли меди (I).

 

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Как восстановители они реагируют с окислителями:

 

CuCl + 3HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + HCl + NO2 + H2O

 

2CuCl + Cl2 = 2CuCl2

 

4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O

 

2CuI + 4H2SO4 + 2MnO2 = 2CuSO4 + 2MnSO4 + I2 + 4H2O

 

4CuI + 5H2SO4(конц.гор.) = 4CuSO4 + I2 + H2S + 4H2O

 

Cu2S + 8HNO3(конц.хол.) = 2Cu(NO3)2 + S + 4NO2 + 4H2O

 

Cu2S + 12HNO3(конц.хол.) = Cu(NO3)2 + CuSO4 + 10NO2 + 6H2O

 

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования:

 

2CuCl = Cu + CuCl2

 

Комплексные соединения типа [Cu(NH3)2]+ получают растворением в концентрированном растворе аммиака:

 

CuCl + 3NH3 + H2O → [Cu(NH3)2]OH + NH4Cl

 

Соли меди (II)

 

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

 

2CuCl2 + 4KI = 2CuI + I2 + 4HCl

 

2CuCl2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2CuCl + Na2SO4 + 2NaCl + H2O

 

5CuBr2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5CuSO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 5Br2 + 8H2O

 

2CuSO4 + Na2SO3 + 2H2O = Cu2O + Na2SO4 + 2H2SO4

 

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

 

CuS + 8HNO3(конц.гор..) = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

 

CuS + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2 + S

2CuS + 3O2 2CuO + 2SO2

 

CuS + 10HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O

 

2CuCl2 + 4KI = 2CuI + I2↓ + 4KCl

 

CuBr2 + Na2S = CuS↓ + 2NaBr

 

Cu(NO3)2 + Fe = Fe(NO3)2 + Cu

 

CuSO4 + Cu + 2NaCl = 2CuCl↓ + Na2SO4

 

2Cu(NO3)2 + 2Н2О 2Cu + O2 + 4HNO3

 

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4






© 2023 :: MyLektsii.ru :: Мои Лекции
Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав.
Копирование текстов разрешено только с указанием индексируемой ссылки на источник.