Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ
Шрифт:
Вода – окислитель за счет H I:
Электролиз воды:
Электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала, поэтому электролиз проводят в присутствии сильных электролитов.
а) в нейтральномрастворе (электролит Na 2SO 4)
катод2H 2O + 2е – = H 2^ + 2OH
анод2Н 2O – 4е – = O 2^ + 4H +
раствор ОН – + Н += Н 2O
б) в кисломрастворе (электролит H 2SO 4)
катод2Н ++ 2е – =Н 2^
анод2Н 2O – 4е – = O 2^ + 4Н +
в) в щелочномрастворе (электролит NaOH)
катод2Н 2O + 2е – = Н 2^ + 2OН –
анод4OН – – 4е – = O 2^ + 2Н 2O
Один из методов обнаружения воды основан на переходе во влажной атмосфере белого сульфата меди(II) CuSO 4в голубой медный купорос CuSO 45Н 2O.
Известна изотопная разновидность воды — тяжелая водаD 2O ( 2Н 2O); в природных водах массовое отношение D 2O: Н 2O = 1: 6000.
Плотность, температуры плавления и кипения тяжелой воды выше, чем у обыкновенной. Растворимость большинства веществ в тяжелой воде значительно меньше, чем в обычной воде. Она ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Тяжелая вода накапливается в остатке электролита при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.
Гидрид кальцияСаН 2.Бинарное соединение. Белый, имеет ионное строение Са 2+(Н – ) 2. При плавлении разлагается. Чувствителен к кислороду воздуха. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Применяется как твердый источник водорода (1 кг СаН 2дает 1000 л Н 2), осушитель газов и жидкостей, аналитический реагент для количественного определения воды в кристаллогидратах.
Уравнения важнейших реакций:
СаН 2= Н 2+ Са (особо чистый) (выше 1000 °C)
СаН 2+ 2Н 2O = Са(ОН) 2+ 2Н 2^
СаН 2+ 2НCl (разб.) = СаCl 2+ 2Н 2^
СаН 2+ O 2= Н 2O + СаО (особо чистый) (300–400 °C)
ЗСаН 2+ N 2= ЗН 2+ Ca 3N 2 (выше 1000 °C)
ЗСаН 2+ 2КClO 3= 2КCl + ЗСаО + ЗН 2O (450–550 °C)
СаН 2+ H 2S = CaS + 2Н 2 (500–600 °C)
Получение: обработка нагретого кальция водородом.
7.2. Галогены
7.2.1. Хлор. Хлороводород
Хлор– элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [ 10Ne]3s 23p 5, характерные степени окисления 0, -I, +I, +V и +VII. Наиболее устойчиво состояние Cl – I. Шкала степеней окисления хлора:
Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ – оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.
В природе – двенадцатыйпо химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и H), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.
ХлорCl 2.Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl 2неполярна, содержит -связь CI–Cl. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью – в щелочном растворе:
Раствор хлора в воде называют хлорной водой,на свету кислота НClO разлагается на НCl и атомарный кислород О 0, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.
Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:
Реакции с соединениями других галогенов:
а) Cl 2+ 2KBr (p)= 2КCl + Br 2^ (кипячение)
б) Cl 2(нед.) + 2KI (p)= 2КCl + I 2V
3Cl 2(изб.) + ЗН 2O + KI = 6НCl + КIO 3 (80 °C)
Качественная реакция– взаимодействие недостатка Cl 2с KI (см. выше) и обнаружение иода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.