0

К сожалению, в Вашей корзине нет ни одного товара.

▼ ▼ Почитать книгу онлайн можно внизу страницы ▼ ▼
Купить книгу Неорганическая химия в уравнениях реакций: учебное  пособие Кочкаров Ж.А. и читать онлайн
Cкачать книгу издательства Феникс Неорганическая химия в уравнениях реакций: учебное  пособие (автор - Кочкаров Ж.А. в PDF

▲ Скачать PDF ▲
для ознакомления

Бесплатно скачать книгу издательства Феникс "Неорганическая химия в уравнениях реакций: учебное пособие Кочкаров Ж.А." для ознакомления. The book can be ready to download as PDF.

Все отзывы (рецензии) на книгу

Оставьте свой отзыв, он будет первым. Спасибо.
> 5000 руб. – cкидка 5%
> 10000 руб. – cкидка 7%
> 20000 руб. – cкидка 10% БЕСПЛАТНАЯ ДОСТАВКА мелкооптовых заказов.
Тел. +7-928-622-87-04

Неорганическая химия в уравнениях реакций: учебное пособие Кочкаров Ж.А.


Новые тиражи или похожие книги

▼ ▼ Книги этого издания на складе уже НЕТ!
ВНИМАНИЕ! Посмотрите, пожалуйста, возможно, новое издание интересующей Вас книги уже есть на складе. В этом случае книга будет в следующем списке книг (сразу после этого текста!). Перейдите на страницу книги и ее можно будет купить. Спасибо. ▼ ▼
Название учебного пособия Неорганическая химия в уравнениях реакций: учебное пособие
ФИО автора
Год публикации 2017
Издательство Феникс
Раздел каталог Химические науки
Серия книги Высшее образование
ISBN 9785222247969
Артикул O0078841
Количество страниц 412 страниц
Тип переплета матовая+лакировка
Полиграфический формат издания 84*108/32
Вес книги 434 г
Книг в наличии
Книга закончилась, ее нет на складе.
Возможно, через некоторое время появится следующее издание, однако, указать точную дату сейчас сложно.

Аннотация к книге "Неорганическая химия в уравнениях реакций: учебное пособие" (Авт. Кочкаров Ж.А.)

Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений. С помощью химических реакций описаны методы получения и свойства неорганических веществ. Рекомендовано студентам вузов, а также учителям, абитуриентам и учащимся общеобразовательных школ.

Читать книгу онлайн...

К сожалению, для этого издания чтение онлайн недоступно...

Способы доставки
Сроки отправки заказов
Способы оплаты

Другие книги раздела "Химические науки"

Читать онлайн выдержки из книги "Неорганическая химия в уравнениях реакций: учебное пособие" (Авт. Кочкаров Ж.А.)

Сери я «Вы1сш ее образование»>
Ж. А. Кочкаров
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ В УРАВНЕНИЯХ РЕАКЦИЙ
Учебное пособие
Рекомендовано УМО по классическому университетскому образованию в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений, обучающихся по направлению 020100.62 — химия
Ростов-на-Дону
ЕНИКС
2016
УДК 546(075.8)
ББК 24.1я73
КТК 152
К75
Рецензенты:
Гасаналиев А. М. — д. х. н., профессор каф. химии Дагестанского педагогического университета, заслуженный деятель науки РФ;
Гаркушин И. К. — д. х. н., профессор каф. химии Самарского технологического университета, заслуженный деятель науки РФ Кочкаров Ж. А.
К75 Неорганическая химия в уравнениях реакций : учебное пособие / Ж. А. Кочкаров. — Ростов н/Д : Феникс, 2016. — 412, [3] с. — (Высшее образование).
ISBN 978-5-222-24796-9
УДК 546(075.8) ББК 24.1я73
ЕНЕ
Учебное издание
Кочкаров Жамал Ахматович
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ В УРАВНЕНИЯХ РЕАКЦИЙ
Учебное пособие
© Кочкаров Ж. А., 2016
© Оформление: ООО «Феникс», 2016
ПРЕДИСЛОВИЕ
В учебном пособии систематически изложен курс неорганической химии. Основное внимание уделено ознакомлению студентов с принципиально важными закономерностями протекания процессов в химических системах, установлению связей между составом, строением и свойствами веществ.
Поскольку в современной химической систематике разделение соединений на классы ведется в соответствии с природой наиболее электроотрицательной части соединения, то рассмотрение химии элементов начинается с неметаллов. Выделение в отдельное рассмотрение переходных металлов оправдано особенностями электронного строения соединений этих элементов. Поэтому материал построен таким образом, чтобы дать студентам представление о свойствах соединений химических элементов, основанное на Периодическом законе Д. И. Менделеева.
Учебное пособие позволит студентам получить представление о современном состоянии и путях развития неорганической химии, о ее роли в получении веществ с заданными свойствами и создании современных технологий.
Условные обозначения, используемые в тексте
р — водный раствор или разбавленный водный раствор рр — сильно разбавленный водный раствор к — концентрированный водный раствор кк — очень концентрированный водный раствор т — твердое вещество или осадок г — газ t нагревание tt сильное нагревание кат. — катализатор
СЭП — стандартный электродный потенциал
ММК — межмолекулярная конмутация (сопропорционирование) ВМК — внутримолекулярная конмутация (сопропорционирование) ВИК — внутриионная конмутация
МИК — межионная конмутация (сопропорционирование)
ММД — межмолекулярная дисмутация (диспропорционирование)
МИД — межионная дисмутация (диспропорционирование) ВИД — внутриионная дисмутация (диспропорционирование) ВМД — внутримолекулярная дисмутация (диспропорционирование) ВМОВ — внутримолекулярное окисление-восстановление ММОВ — межмолекулярное окисление-восстановление
ГЛАВА 1. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ
1. ХИМИЯ ВОДОРОДА, ВОДЫ И ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА
1.1.Водород
Водород Н2— газ без цвета, запаха и вкуса; мало растворим в воде и в других жидкостях, хорошо растворяется в металлах; элемент космоса. Это самый легкий газ: он в 14,4 раза легче воздуха. Восстановительные свойства водорода выражены сильнее, чем окислительные. Кристаллическая решетка молекулярная; электронная формула: 1s1; проявляемые степени окисления — (±1); изотопы с массовыми числами 1 (Н — протий), 2 (D — дейтерий) и 3 (T — тритий).
Возможные пути получения
w В лаборатории:
Zn + 2HCl (20%) = ZnCl2+(в присутствии CuSO4).
В ходе реакции Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 происходит образование гальванической пары Cu //Zn, облегчается перекачивание электронов с металлического цинка-анода на металлическую медь-катод,
что приводит к увеличению скорости реакции.
Fe + H2SO4 (р) = FeSO4+ H '
2Al + 2NaOH ф) + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2? (упрощенно)
Zn (.) + 2NaOHw + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + HZ?
2H2O = 2H2? + O2? (электролиз разбавленных растворов щелочей)
2NaC1(rt + 2H2O =+ C12? +2NaOH (электролиз раствора NaCl
с диафрагмой)
w В промышленности:
С () + H2O (. ) = [CO? + Н?|(800-900oC)
(раск. антрацит)2 (перегретый пар) L2 J синтез-газ v'
2СН4 (г) + O2 (г) + 2Н2О(г) = 2CO2 (г) + 611? (800-900 oC, кат)
3СН4 (г) + о2 (г) + Н2о(г) = 3СО(г) + 7H2 (г)? (800-900 oC, кат, недостаток О2)
2CH4 (г) + О2 (г) = 2CO(D + 4H2 (г)? + Q (800-900 oC, кат: Ni)
СН4 () + H2O () = СО () + 3H2 Д - Q 4 (г)2(г)(г)2 (г)
(800-900 0С, кат: Ni)
СО,) + H2O() = СО2 () + Н2 (Л + Q (г)2 (г)2 (г)2 (г)
(400 0С, кат: FeO/CoO)
разделение газов этаноламином
СН4 (г) + 2Н2О(г) = СО2 (г) + 4H2 (г) (800 0С, конверсия метана)
СН4 (г) = С(т) + 2H2 (г) (t > 1 500 0С, пиролиз метана)
3Fe + 4H2O,. , = Fe,O. + 4H(900-10000С, устаревший
2 (перегретый пар)342 v’ '
способ)
4H2O
[BaS+Mn3OJ (кат.)
(пар)
= 4H2T + 2O2T (1912 г.)
Химические свойства
1.Восстановительные свойства
w Реакции простого вещества водорода с простыми веществами:
2H2 () + O2 () = 2H2O ()Л
2 (г)2 (г)2(г)
(кат: Pd — на холоде и в темноте)
2 моль H2: 1 моль O2 = гремучий газ
2H2 () + O2 () = 2H2O() + Q
(t > 400 оС, в кислороде)
2H2 () + O2() = 2H2O() + Q
2 (г)2(г)2(г)
(600 оС, на воздухе)
H2 (г) + Cl2 (г) = 2HCl(r) (при поджигании на свету взрывается; в присутствии кат: Pt — протекает на холоде и в темноте)
температура пламени достигает 2 800 оС
У
H2 (г) + F2 (г) = 2HF (при обычных условиях, взрывается)
H + Вг2(г) 2HBr (t, а в присутствии кат: Pd — на холоде и в темноте)
H + 12(г)2HI (t, а в присутствии кат: Pd — на холоде
и в темноте)
H^ + S(T) о H^ (150-300 О
H^ + Д(г) О 2NH3(f) (450' C, кат: Fe, Р = 200 атм)
H + N2(f) Ф без катализатора в обычных условиях реакция не
протекает
2И2(г) + 2N2(f) + O2W + 2H2O = 2NH4NO2(кат: Pd — в обычных условиях)
H2 (г) + С(т) Ф в обычных условиях реакция не протекает
H2 (г) + Siw Ф в обычных условиях реакция не протекает.
w Реакции простого вещества водорода с кислотными и безразличными оксидами:
СО2 (г) + 4H2 (г) = СН4(г) +-(t)
SO2 (г) + 3H2 (г) = H2S (г) + 2H2O (t; кат: Pd — в темноте и на холоде)
пСО(г) + (2n +1) H2 (г) = СН2и+2+ nH2OT (t, синтез Фишера-Тропша)
СО(г) + 2H2 (г) = СН3ОН "(p,'"'t, кат: ZnO / Cr2O3)
СО2Г(г) + 3Н2Г(г) = CH3OH + H2O (400 oC, 30 мПа, кат: ZnO + Cr2O3)
N2°) + H2 ;= N2 (г) + H2O (t)
2NO(r) + 2H2 (г) = N2 (г) + 2H2O (t, используется в очистительных системах)
2NO2 (г) + 7H2 (г) = 2NH3 (г) + 4H2O (кат: Pt, Ni)
SiO2 () + H2 () = SiO() + H2O() (t >1000 oC)
2 (т)2 (г)(г)2(г) V*
w Реакции простого вещества водорода с оксидами металлов.
Водород широко применяется для восстановления металлов из их оксидов. Восстановление водородом особенно удобно для получения тонкодисперсных порошков металлов, поскольку реакция протекает при относительно низких температурах и металл не спекается.
Ниже представлен ряд реакционной способности простых веществ металлов по отношению к простому веществу кислороду и воде, в котором металлы расположены по возрастанию AG°, кДж на единицу степени окисления металла в оксиде (отличается от ряда СЭП):
Восстановительные свойства простых веществ металлов в ряду понижаются
Ca Mg~LiSrBaANaKZnRbSn
кр°кркркркркркркркркркр
AG0: -302 -285-281-280-264-264-189-161-160-147-129
CaO MgOLi2OSrOBaOALO3Na2OK_OZnORb2OSnO
кр c’ кр 2 кркркр 23 кр 2 кр Z кркр 2 кр кр
Окислительные свойства оксидов усиливаются
Восстановительные свойства простых веществ металлов в ряду понижаются
Окислительные свойства оксидов усиливаются
Металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, не могут быть восстановлены водородом из их оксидов при стандартных условиях:
ZnO + H2 Ф;СаО + Н2 Ф;Al2O3 + H2 Ф
Что, видимо, объясняется следующими реакциями:
Ме + H2= МеН2
Zn + H2= ZnH2 (t) или ZnO + 2H2 = ZnH2 + H2O ZnH2 (т) + 2H2O = Zn(OH) 2^ + 2H2 E2ZnO + 2H2 = ZnH2 + Zn(OH) 2X
По этой же схеме внутримолекулярной дисмутации [8] протекают реакции взаимодействия водорода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Ме2О(т) + Н2(г) = МеН + MeOH (Ме = Na, K, Rb, Cs)
Li2O + H2 Ф нет реакции.
2МеО + 2H2= Ме^ + Ме(ОН)2 (Ме = Ca, Ba, Sr)
МдО + H2 Ф;BeO + H2 Ф.
Реакции с оксидами металлов, расположенных в представленном ряду правее водорода, идут по схеме восстановления металлов из их оксидов:
МеО(т) + H2(r) = Me (т) + H2O? (t, Me = Fe, Co, Ni, Cu)
WO3W + 3H2(r) = W (т) + 3H2OT (600 °C, также с MoO3)
СгО3(т) + 3H2= Cr + 3H2O;
2СгО3(т) + 3H2 = Cr2O3 + 3H2O
Me.O^ + 7H2(r) = 7H2O + 2Me (t, оС; Me = Mn, Re, Te)
МеО(т) + H2(r) = Me + H2O (t, оС; Me = Cu = 300 oC, Hg, Ag, Pd, Au)
Sb.O^ + 3H2= 2Sb + 3H2O (550 oC)
Bi2O3 + 3H2= 2Bi + 3H2O (250 oC)
Fe2O3 + 3H2= 2Fe + 3H2O (350 oC)
Oксиды металлов с переменной валентностью восстанавливаются последовательно, что позволяет, изменяя температуру, давление и состав реакционной смеси, получать оксиды металлов в более низких степенях окисления:
PbO2+ Н2 = H2O + PbO (t)
PbO + H2 = H2O + Pb (t)
MnO2 (т) + H2 (г) = H2O + MnO (350 oC)
MnO + H2 (г) = H2O + Mn (t)
w Реакции водорода с некоторыми органическими веществами:
( H. ' H2 (г) = ( Н-' (Р> '' кат. Ni, гидрирование, восстановление)
R-CHO + H. = R-CH. (ОН) .(кат: Ni, t; восстанов- альдегиид2 (г)2 v7(перв. спирт) v71
ление)
R-CO-R . + H = R-CH (OH)-R(кат: Ni, восстанов-
(кетон)2 (г)v ' (втор. спирт) v’
ление)
R-CH = CH2 + н2 (г) + CO = R-CH2CH2CHO (кат.)
w Реакции водорода (или атомарного водорода) с галогенидами.
Водород при нагревании может восстанавливать галогениды поливалентных металлов в высших степенях окисления до галогенидов металлов в более низких степенях окисления, а в ряде случаев — и до металлов:
2AgCl + H2 = 2Ag + 2HCl (t)
2AgF + H2 = 2Ag + 2HF (t)
2TiCl4 + H2 = 2TiCl3 + 2HCl (650 °C, водород в момент выделения) 2TiCl3 + H2 = 2TiCl2 + 2HCl (700 °C, водород в момент выделения) VCI4 (г) + H2= VCl2 + 2HCl, FeCl2 + H^ = Fe w + 2HClT (t) FeCl3 += FeCl2 + 2HCl (кат: Pd, в темноте и на холоде)
Протекание промежуточной реакции
FeCl3 + H () = FeCl2 + HCl
3(г)2
не позволяет получить FeCl3 при взаимодействии железа с соляной кислотой:
1)Fe + 3HCl = FeCl3+ 3H; 2) FeCl3+ H = FeCl2+ HCl
EFe + 2HCl = FeCl2+ H2
2CrCl3 (т) + H2 = 2CrCl2 + 2HCl (400-500 oC)
WCl6+ H2= WCl4 + 2HCl (t)
2WCl6+ H2= 2WCl5+ 2HCl (t)
SiHCl3 + H2 (г) = Si^ + 3HClT (t)
2MeCl3 + H2 (г) = 2MeCl2 + 2HClT (t, °C; Zn + HClT, водород в момент выделения)
2MeCl3 + Zn + HCl = 2MeCl2 + 2ZnCl2 + H2T (водород в момент выделения)
XeF2 (т) += Xe + 2HF (t); XeF4 w + 2H, fr) = Xe + 4HF (t)
MeSO4 + 4H2 (г) = MeS + 4H2O? (1000 “C)
w Реакции с солями кислородсодержащих кислот.
Чем выше температура реакции, тем активнее водород. Так, при сильном нагревании водород восстанавливает сульфаты до сульфидов:
MeSO4 (т) + 4Н2(г) = MeS + 4H2O (500-550 °C, Me = Ca, Sr); 2NH4TcO4 (т) + 7H2 = 2Tc + 2NH3T + 8H2O (600 oC) 2NH4TcO4 (T) = 2TcO2 + V' + 4H2OT (t)
TcO2 (т) + 2H2 = Tc + 2H2OT (t)
2NH4ReO4 + 4H2 = 2Re + N2T + 8H2OT (1000 oC) или
2NH4ReO4 (T) + 7H2 = 2Re + 2NH3+ 8H2OT (t)
2KReO4 +T 7H2 = 2Re + 2K0H + 6H2OT (t)
Ag2SO4 (т) + 5H2 = 2Ag + H2S + H2O (t)
2KMnO4 + 10H + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
2KMnO4 + 5Zn + 8H2SO4 = 5ZnSO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
2Ag3AsO3+ 2Zn + 9H2SO4= 6ZnSO4+ 3Ag2SO4+ 2AsH3 + 6H2O
w Реакции c сульфидами:
PbS (т) + H2= Pb + H2ST (600 °C)
Mos2 + 2H2 = Mo J + 2H2S (800 oC)
Tc2S7(t) + 7H2 = 2Tc + 7H2ST (1100 oC)
w Реакции с нитратами:
2MeNO3 + H2 (г) = 2Me + 2HNO3 (Me = Hg, Ag, Pd, Au)
MeNO3 + 2H = MeNO2+ H2O (t, °C; Zn + HCl водород в момент выделения)
2AgN03 + 9Н2 = 2Ag + 2NH3 + 6H2O
2.Окислительные свойства
В ряду реакционной способности простых веществ металлов по
отношению к простому веществу водороду металлы расположены по возрастанию AG о, кДж на единицу степени окисления в гидриде:
w Металлы и нитриды металлов, расположенные до водорода, непосредственно взаимодействуют с ним с образованием гидридов: 2Ме + Н2 = 2МеН: 2Na(x) + Н2 (г) = 2NaH (т) (t, <; Ме = Li, K, Rb, Cs);
Ме + Н2= МеН2: Ca + Н2(г) = СаН2 (т) (VC; Ме = Sr, Ba);
2Na3N + 3Н2 () = 6NaH() ■ N2T; 2LLN + 3H2 () = 6LiH () + N2T
32 (г)(т)2’32 (г)(т)2
w Металлы, стоящие в ряду после водорода, с ним непосредственно не взаимодействуют.
w d- и/-элементы образуют металлические гидриды, ^-элементы — ковалентные гидриды, s-элементы (кроме Be, Mg и He) — ионные (солеобразные гидриды), Be, Mg, Cu, Zn, Ag, Cd, In, Au, Hg, Tl — граничные гидриды.
3.Окислительно-восстановительные свойства:
Ме2С) (т) + H2 (г) = МеH + MeOH (Ме = Na, K, Rb, Cs)
2МеО + 2H2= МеН2 + Ме(ОН)2 (Ме = Ca, Ba, Sr)
1.2.Вода
Химические свойства
Вода H2O не имеет цвета, запаха и вкуса; проявляет окислительно-восстановительные свойства. Наличие водородной связи определяет ее аномальные свойства. Имеется молекулярная кристаллическая решетка; характерна sp3-гибридизация атома кислорода; валентный угол составляет 104°52', молекула имеет угловое строение.
Окислительные свойства
w Реакции с активными металлами:
2Me + 2H2O = 2MeOH + H2T (Me = ЩМ, в обычных условиях) Me + 2H2O = Me (OH) 2 + H2T (Me = ЩЗМ, в обычных условиях) w Реакции с остальными металлами.
В ряду СЭП металлы, стоящие до водорода, реагируют при определенных условиях (снятие оксидной пленки, высокая температура):
3Ч + 4H2O(г°р. пар) = Fe 0 + 4H ' (800 ’СО = Fe0 . Fe2O3)
Ч) + H2O(г°р. пар) = Fe0 + Ч(500 (|
Co,. + HO Ф; Ni,. + HO Ф; Ве,. + HO Ф нет реакции.
(т)2’(т)2’(т)21'■'
MgW + ^Чр. пар) = Mg(OH)2^ + ИИкИНЯЧе-ШЫ)
2А1(т) + 6H2O = 2Al(OH),^ + 3И2Т(без оксидной пленки)
2La + 6H2O = 2 La(OH), + 3H2T(La = РЗЭ, в обычных условиях) w Реакции с неметаллами:
Si () + 2H2O,) = SiO.^ + 2НТ (500’С)
C () + H.O ) = [CO? + H2?](800-1000 ’С)
(т)2 (гор. пар) L2 J синтез-газ v'
w Реакции с безразличными оксидами:
CO (г) + H2O = CO2? + H? (230 ’С, кат: Fe2O3)
w Реакции с гидридами ЩМ и ЩЗМ:
H2O + MeH(T) = MeOH + H2T
H2O + NaH* = NaOH + H2T(MMK)
2H2O + MeH2 (t) = Me(OH)2 + 2H2T
2H2O + CaH2 (t) = Ca(OH)2+2H2T
Окислительно-восстановительная двойственность:
2H2O = 2H2T + O2T (2 500 °C)
Кислотно-основные свойства
w Реакции с основными оксидами активных металлов:
Me2O(T) + H2O = 2MeOH (Me = ЩМ, в обычных условиях) MeO(T) + H2O = Me(OH)2 (Me = ЩЗМ, в обычных условиях) w Реакции с кислотными оксидами:
502() + H2O о H2SO3; P2O5 () + 3H2O = 2H3PO4
2 (г)22 V 2 5 (т)23 4
503(г) + H2O = H2SO4; P2O5 (т) + H2O = 2HPO3
CO2 (г) + H2OH2 CO3; SiO2 (t) + H2O Ф нет реакции.
С12О7Г(ж)+H2O о 2HClO4; \1е.(). + H2O = 2HMеO4 (Ме = Mn, Re, Te) CrO3 * + H2O = H2CrO4; 2CrO3() + H2O = H2Cr2O7 Mе2OT7>(т) + H2O = 2HMеO4 (Ме = Mn, Re, Te) w Реакции с амфотерными оксидами:
(ZnO, BeO, Al2O3, PbO, SnO, Cr2O3, Fe2O3) + H2O Ф нет реакции.
1.3.Пероксид водорода
Пероксид водорода H2O2— бесцветная вязкая жидкость с металлическим вкусом, хорошо растворимая в воде, спирте и эфире; концентрированные водные растворы взрывоопасны; 30%-ный раствор пероксида водорода называют пергидролем; вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна; высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена водородными связями внутри молекулы; структурная формула:
-1-1
O—O\
II II \
H+1
Атомы кислорода в молекуле H2O2 находятся в промежуточной степени окисления -1, что и обусловливает способность пероксидов выступать в роли как окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны окислительные свойства. H2O2 — неустойчивое
27. ХИМИЯ МЕДИ, СЕРЕБРА И ЗОЛОТА
Медь — тягучий мягкий металл красного (в изломе розового) цвета; серебро — очень мягкий тягучий металл с самой высокой тепло- и электропроводностью, золото — ярко-желтый блестящий пластичный металл. Природные минералы: Cu2S — медный блеск, Ag2S — аргентит, Cu2O — куприт, (CuOH)2CO3 — малахит, Cu(OH)2 ■ 2CuCO3 — азурит, CuFeS2 — медный колчедан, или халькопирит, самородное золото; d-элементы, электронные формулы: Cu:1s22s2p63s2p6d104s1, Ag: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s1, Au: 1s22s2p63s2p6d104s2p6d10/145s2p6d106s1; электронно-графическая формула меди:
3d4p
Получение меди, серебра и золота
w Получение меди восстановлением оксидов (в промышленности):
CuO + H2 = Cu + H2O (t); CuO + CO = Cu + CO2? (t)
CuO + C = Cu + CO? (t); Cu2O + C = 2Cu + CO? (t)
3CuO + 2Al = 3Cu + Al2O3 (t); Cu2O + CO = 2Cu + CO2? (t)
w Получение меди восстановлением из растворов солей (в лаборатории):
CuO (т) + H2SO4 (p) = CuSO4 + H2O; CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4
w Получение меди электролизом растворов солей (в лаборатории):
2CuSO4(p) + 2H2O = 2Cu + O2? + 2H2SO4; CuCl2(p) = Cu + Cl2?
w Получение меди пирометаллургическим способом (в промышленности):
1)2CuFeS2+ O2= Cu2S + 2FeS + SO2? (t);
2)2FeS + 3O2= 2FeO + 2SO2? (t);
3) FeO + SiO2= I'eSi°(t);
4)2Cu2S + 3O2= 2cu2O + 2SO2T (t);
5)2Cu2O+ CU2S= 6Cu + SO2t (1 300 °C)
'2 расплав2 расплав2 v'
E2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2 = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2T
Полученная медь используется в качестве анода при электрора- финировке, а в качестве катода — чистая медь, электролит — CU^p-
1) на аноде: Сио - 2 е = Cu2+; 2) на катоде: Cu2+ + 2 е = Сио
w Получение меди гидрометаллургическим методом (в промышленности):
Cu2S + 2Fe2(SO4)3(p) = 4FeSO4+ 2CuSO4+ S;
CuSO4+ Fe = Cu + FeSO4
w Получение серебра в промышленности из сульфидных руд:
Ag2S (т) + 2O2 + 2NaCl (т) = 2AgCl + Na2SO4 (обжиг), затем
2AgCl (т) + Zn (т) = ZnCl2+ 2Ag^ (в присутствии H2SO4)
1)Ag2S (т) + 2O2 = Ag2SO4 (обжиг);
2)Ag2SO4 (т) + Zn = ZnSO4 + 2ЛдФ (в присутствии H2SO4)
w Цианидный способ получения серебра:
1)Ag2S (Т) + 4NaCN = 2Na[Ag(CN)J + Na2S
2Ag2S + 10NaCN04% + 2H2O + O2 = 4Na[Ag(CN)2] + 4NaOH + + 2NaSCN
AgCl + 2NaCN = Na[Ag (CN) 2] + NaCl
Ag2S + Na2[Zn(CN)4]= 2Na[Ag (CN) 2] + ZnS^
2)2Na[Ag(CN)2] + Zn = Na2[Ag(CN)4] + 2Ag^ или
3Na[Ag(CN)2] + Al + 4NaOH + 2H2O = 3Ag^ + Na[A1(OH)4(H2O)2] + + 6NaCN
w Получение серебра из хлорида:
4AgCl (т) + H2CO + 6NaOH = 4Ag^ + 4NaCl + Na2CO3 + 4H2O
4AgCl (* + 2Na2CO3 (т) = 4Ag + 4NaCl + 2CO2 + O2T (сплавление) w Получение серебра из сульфата:
Ag2SO4W = 2Ag + SO2+ О/ (1000 oC)
Ag2SO4.+ 2FeSO4 = 2Ag^ + Fe2 (SO4) 3
w Мексиканский «холодный» способ получения из Ag2S:
1) Ag2S (т) + 2CUCI2 (р) = CU2CI2 + 2AgCl + S;
Ag2S (т) + CU2CI2 (р) = 2AgCl + CU2S;
AgCl (т) + NaCl (р) = Na[AgClJ;
2Na[AgCl2] + 2Hg = Hg2Cl2+ 2Ag^ +2NaCl
2) 2CuCl2 + 2Hg = 2CuCl + Hg2Cl2; Ag2S + 2CuCl = 2AgCl + Cu2S; 2AgCl + 2Hg = 2Ag + Hg2Cl2; AgCl + CuCl = Ag + CuCl2 w Получение серебра из Ag2S:
Ag2S+ 2NaCl+ 2O2= 2AgCl + Na2SO4(500-600°C);
AgCl + NaCl= Na[AgCl2]
AgCl + Cu = Ag + CuCl; Na[AgCl2] + Cu = Ag + Na[CuCl2]
w Получение серебра из нитрата серебра:
2AgNO3 (т) = 2Ag + 2NO2 + O2(t > 300 oC)
3AgNO3(p) + 3FeSO4(p) = 3Ag^ + Fe(NO3)3 + Fe^SO^
2AgNO3 (p) + Zn = 2Ag^ + Zn (NO3) 2
2[Ag(NH3)2]OH (p) + HCHO = 2Ag^ + 3NH3 + HCOONH4 + H2O
2AgNO3 (p) + Mn(NO3)2 (p) + 4NaOH (p) = 2Ag^ + MnO2^ + 4NaNO3 + + 2H2O
2AgNO3 + Na2CO3 + 4C = 2Ag + 2NaNO2 + 5CO
w Химическое рафинирование серебра:
3Ag + 4HNO3 (p) = 3AgNO3 + NO? + 2H2O
AgNO3 + 3NH3 H2O = [Ag(NH3)2]OH + NH4NO3 + 2H2O
2[Ag(NH3yOH + (NH4XSO3+ 3H2O= 2Ag^ + (NH4)2SO4+4NH4OH (70°C)
w Получение золота цианидным выщелачиванием (npcg-TO- жен EarpaTHOHOM):
1)4Au p + 8NCN (0,2%) + 2H2O + O2 = 2AA\i.u.(\i + 4NaOH
2)2Na[Au(CN)2] (p) + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Au^
2Au(NO3)3 (т) = 2Au + 6NO2 + 3O2 (t)
2Na[AuCl2] () + SnCl = 2Au й + SnCl4 + 2NaCl
L2J (p)2 (p)коллоидный p4
Химические свойства меди
4Cu () + O2() = 2Cu2Oй (200 oC); 2Cu2O + O2() = 4CuOй
(т)2 (r)2 KpacHbrn v'122 (r)чcpныи
2Cu (т) + O2(r) = 2CuO4cpimil (400-500 oC)
2Cu + O2 + H2O + CO2 = CuCO3 Cu (OH) 2 (t, малахит, на воздухе) 8Cu + 5O2+ 6H2O + 2SO2= 2[CuSO4 3Cu(OH)2] (t)
Cu () + S= CuS (300-400 oC);
(т) pacrnaBv'1
2Cu () + S= Cu2S (300-400 oC)
2Cu (т) + Se = Cu2Se (300-400 oC)
Cu + Г2(r) = Cur2 (t oC; Г = F, Cl, Br); 2Cu + I2 (r) = 2CuI (t)
Cu + P (т) = Cu3P (t); 4Cu + SO2(r) = Cu2S + 2CuO (600-800 oC)
4Cu + 2NO2(r) = N2 + 4CuO (500-600 oC)
2Cu + 2NO () = N2 + 2CuO (500-600 oC)
CU + 2N2O4 (вэфире) = 2NO + (ll'NO ' (80 0C)
Cu, Ag, Au + H2 (г) Cu, Ag, Au + N2 (г) Cu, Ag, Au + C Ф
Cu, Ag, Au + H2SO4 (p) Ф нет реакции; Cu, Ag, Au + HCl Ф
2Cu + 2HCl () P о 2CuCl + H2T (200 °C)
Cu, Ag, Au +Г NaOH^; 2Cu (т) + 4HBr (k) = 2H[CuBr2] + H2T
Cu + CuCl2 (p) + 2HCl Р(к) = 2H[CuCl2] (t)
или Cu + CuCl2 () = 2CuCb (t)
2(p)
H[CuCl2] (p) = HCl + CuClJ- (при разбавлении водой)
2Cu + 4HCl (г) + O2 = 2CuCl2 + 2H2O (медленно на воздухе)
2Cu + 4HCl (Г) + O2= 2CuCl2 + 2H2O (быстро при 500-600 °C)
6Cu + 12HC1 (г) + 2KClO3 = 6H[CuCl2] + 2KCl + 3H2O
2Cu + 4HCl (к) = 2H[CuCl2] + H2 (в горячей концентрированной HCl)
2Cu + 4HBr (к) = 2H[CuBr2] + H2 (t)
2Cu + 4CH3COOH (к) + O2= [Cu2(H2O)2(CH3COO) 4]
2Cu + 2H2SO4 (р) + O2 = 2CuSO4 + 2H2O (при нагревании на воздухе)
4Cu + 8NH3 H2O (p) + O2= 4[Cu(NH3)2]OH + 6H2O
2Cu + 8NH3 H2O (p) + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2 + 6H2O
или: 2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2= 2[Cu(NH3)4] (OH) 2
2Cu + 8KCN (p) + 2H2O + O2= 2K2[Cu(CN)4] + 4KOH
2Cu + 4KCN (p) + 2H2O = 2K[Cu(CN)2] + 2KOH + H2
Cu + H2SO4 (к) = CuO + SO2T + 2H2O (на холоде)
Cu + H2SO4(p) + H2SO4(it) = CuSO4+ SO2T + 2H2O (t > 100 oC), параллельно идут реакции:
5Cu+3H2SO4(it) + H2SO4(it) =3CuSO4+ Cu2S + 4H2O (100 oC, при t > 250 oC не идет)
2Cu + H2SO4(it) + H2SO4(it) = Cu2SO4+ SO2T + 2H2O (200 oC, безводная кислота)
Cu + 2HNO3 (к) + 2HNO3 (к) = Cu(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O
3Cu + 2HNO3'(30%) + 6HNO3 (30%) = 3Cu(NO3) + 2NOT + 4H2O (t)
Cu + 2HNO3(i[) + 6HCl (к) = 3CuCl2 + 2NOT + 4H2O (в царской водке)
Cu + 2AgNO3 (р) = Cu(NO3)2 + 2Ag (Ag и другие металлы правее меди)
Cu + 2FeCl3 (р) = CuCl2 + 2FeCl2 (травление плат в радиотехнике)
ОГЛАВЛЕНИЕ
2.Химия кислорода и озона16
3.Химия галогенов и их соединений23
4.Химия серы, селена и теллура50
5.Химия азота84
6.Химия фосфора132
7.Химия мышьяка, сурьмы и висмута147
8.Химия углерода157
9.Химия кремния181
10.Химия германия192
11.Химия олова195
12.Химия свинца202
13.Химия бора209
14.Химия алюминия216
15.Химия галлия, индия и таллия224
16.Химия щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs)229
17.Химия бериллия, магния и щелочноземельных
металлов Ca, Sr и Ba249
18.Химия цинка, кадмия и ртути263
19.Химия элементов подгруппы скандия273
20.Химия элементов подгруппы титана290
21.Химия элементов подгруппы ванадия296
22.Химия железа301
23.Химия кобальта и никеля314
24.Химия хрома, молибдена и вольфрама321
25.Химия марганца349
26.Химия технеция и рения360
28.Химия платиновых металлов384
29.Химия благородных газов390
Глава 2. Реакционные способности веществ393
Литература414