Hcl оксид металла уравнение реакции

Соединения хлора

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы получения хлороводорода

Промышленный способ:

• Синтез из простых веществ:

• Образуется как побочный продукт при хлорировании углеводородов:

R-H + Cl₂ = R-Cl + HCl

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

• при слабом нагревании

• при очень сильном нагревании

Физические свойства хлороводорода

HCl при обычной температуре — бесцветный газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (Тпл = -114°С, Ткип = -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях не проводит электрический ток.

HCl хорошо растворяется в воде: при обычной температуре в 1 л воды растворяется

450 л газа (реакция экзотермическая). Насыщенный раствор содержит 36-37 % HCl по массе, имеет резкий, удушающий запах.

Химические свойства хлороводорода

Газообразный HCl

Безводный НСl химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Что означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств.

И только при очень сильном нагревании газообразный HCl реагирует с металлами, даже такими малоактивными, как Сu и Аg.

Восстановительные свойства HCl проявляются также в малой степени:

• он может окисляться фтором при обычной температуре:

• при высокой температуре (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

Раствор HCl

Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:

Общие свойства кислот

Он проявляет все свойства кислот:

• реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода Н:

• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

• реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

• Вступает в реакцию с аммиаком:

• взаимодействует с солями более слабых кислот:

• Реагирует с сильными окислителями F₂, MnO₂, KMnO_4, KClO_3, K₂Cr₂O₇. При этом анион Cl — окисляется до свободного хлора:

2Cl — — 2e — = Cl₂ 0

• Качественная реакция – взаимодействие с растворимыми солями серебра с образованием белого творожистого осадка хлорида серебра:

• С органическими соединениями

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

Хлорноватистая кислота очень слабая кислота и существует только в разбавленных водных растворах.

Получение хлорноватистой кислоты:

• Диспропорционирование хлора в холодной воде:

• Реакция гипохлоритов с диоксидом углерода и водой :

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

• Несмотря на то, что хлорноватистая кислота HClO –слабая кислота, она является сильным окислителем, особенно в кислой среде. При этом хлор хлорноватистой кислоты восстанавливается до степени окисления -1.

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr + HClO → HCl + Br₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

• на свету хлорноватистая кислота разлагается:

• Как кислота реагирует с сильными основаниями:

HClO + KOH → KClO + H₂O

• Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

• Разложениегипохлоритов при нагревании:

• Кислоты, более сильные, чем хлорноватистая вытесняют гипохлориты из солей:

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

• Взаимодействуют с другимисолями, если продуктом является слабый электролит:

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

Хлористая кислота HClO₂– слабая кислота, существует только в водных растворах, очень неустойчива

Способы получения хлористой кислоты:

• Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

Химические свойства хлористой кислоты:

• Вступает в реакциис щелочами с образованием хлоритов:

• При длительном хранении разлагается:

Соли хлористой кислоты – хлориты

• разлагаются при нагревании:

• реагируют с сильными кислотами:

• являются слабыми восстановителями и сильными окислителями в кислой среде:

Хлорноватая кислота (HClO₃) и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃– существует только в водных растворах, в свободном виде не выделена. Является сильной кислотой

Получение хлорноватой кислоты:

Действием кислот на хлораты:

Химические свойства хлорноватой кислоты:

• Взаимодействует с щелочами с образованием хлоратов:

• Окисляет некоторые вещества:

• Разлагается при слабом нагревании:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора через подогретый раствор щелочи:

• Хлораты сильные окислители.

• хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается диспропорционируя на хлорид и перхлорат калия:

• В присутствии оксида марганца (IV) в качестве катализатора хлорат калия разлагается с выделением кислорода:

Хлорная кислота (HClO₄) и ее соли

Хлорная кислота HClO₄– летучая, хорошо растворимая в воде жидкость, не имеющая цвета. Является сильной кислотой и сильным окислителем. Взрывоопасна. Кислотный оксид — Cl₂O₇, соли хлорной кислоты — перхлораты.

Получение хлорной кислоты

Перегонкой при пониженном давлении смеси перхлората калия с серной кислотой:

Химические свойства хлорной кислоты

• Как сильная кислота вступает в реакции с щелочами с образованием перхлоратов:

• Как сильный окислитель окисляет многие вещества:

• Хлорная кислота является неустойчивой и разлагается при умеренном нагревании:

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

• Перхлораты также являются сильнымиокислителями

• Взаимодействуют с сильными кислотами:

• При нагревании более 550ºС разлагаются:

Оксиды хлора

Оксид хлора (I), оксид дихлора ( Cl₂O)

В газообразном состоянии имеет темно-желтый цвет, в жидком состоянии – красно-бурый. Неустойчив на свету при повышении температуры.

Получение оксид хлора (I)

Химические свойства оксида хлора (I)

• Имеет кислотные свойства. Реагирует с водой, щелочами:

• Является сильным окислителем:

• При температуре выше 20ºС или на свету разлагается:

Оксид хлора (IV), диоксид хлора, двуокись хлора ( ClO₂)

ClO₂ – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Взрывается при механическом воздействии, при нагревании до 100 ºС и при контакте с восстановителем

Получение двуокиси хлора

В промышленности ClO₂ получают, пропуская оксид серы (IV) через подкисленный раствор хлората натрия NaClO₃:

В лаборатории ClO₂получают при взаимодействии хлората калия с щавелевой кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты:

Химические свойства оксида хлора (IV)

• ClO₂ сильный окислитель, проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой (медленно), со щелочью (быстро):

6ClO₂ + 3H₂O = HCl + 5HClO₃ (горячая вода)

• Разлагается в концентрированной хлороводородной кислоте:

• Проявляет окислительно-восстановительные свойства:

Оксид хлора (VI), триоксид хлора (ClO₃ (Cl₂O₆))

ClO₃ (Cl₂O₆) – вязкая жидкость красного цвета. Соприкосновение с органическими веществами приводит к взрыву.

Получение оксида хлора (VI)

Получают окислением озоном ClO₂

Химические свойства оксида хлора (VI)

• В обычных условиях постепенно разлагается на ClO₂ и О₂:

• ClO₂ – сильный окислитель. Вступает в реакции диспропорционирования с водой, со щелочью:

Оксид хлора (VII) (Cl₂О₇)

Cl₂О₇ – тяжелая, маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Наиболее устойчивый из всех оксидов хлора. Очень взрывоопасен.

Получение оксида хлора (VII)

Получают при взаимодействии оксида фосфора (V) с концентрированной хлорной кислотой:

Химические свойства Cl₂O₇

Проявляет кислотные свойства.

• При взаимодействии Cl₂О₇ с водой образуется хлорная кислота HClO₄:

• При взаимодействии Cl₂О₇ с щелочами образуются перхлораты:

• При нагревании разлагается:

Взаимодействие кислот с оксидами металлов

Разделы: Химия

Цель урока:

1. Знакомство учащихся еще с одним свойством кислот — взаимодействие их с оксидами металлов:
   а) значение реакции обмена между кислотами и оксидами
   б) очистка поверхности металла от ржавчины
2. Проверить и закрепить полученные знания и умения:
   а) типы химических реакций
   б) свойства кислот
3. Обобщение полученных знаний.
4. Закрепление знаний учащихся .
5. Подготовка к практической работе.

Методы работы:

Беседа. Демонстрация опыта: взаимодействие серной кислоты с оксидом меди(II) . Лабораторные опыты. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом магния. Демонстрация опыта. Пропускание оксида углерода (IV) через раствор серной кислоты. Обобщение и наблюдение.

1. Какие известные вам кислоты?
2. Сравните свойства серной и соляной кислот.
3. Какое правило нужно соблюдать при использовании серной кислоты в воде?
4. Назовите общие свойства кислот. Ответ поясните примерами.
5. Перед вами две кислоты:
   а) обратите внимание на их признаки;
   б) по этим признакам назовите каждую;
   в) запишите их формулы.
6. Приводятся формулы различных веществ:
   а) выпишите из них формулы кислот и назовите их.
   б) подчеркните формулы бескислородных кислот: Cu (OH)₂‚ HCl‚ CO₂‚ P₂O₅‚ H₃PO₄‚ KOH‚ H₂SO₄‚H₂S‚ Al₂O₃‚ H₂SO₃‚ CuSO₄‚ HNO₃.
   в) определите валентность кислотных остатков.
7. Пойдут ли реакции:
   а) между медью и соляной кислотой;
   б) между цинком и соляной кислотой;
   в) между железом и разбавленной серной кислотой?
   Какой этот тип химической реакции?
8. Какие известны еще типы химических реакции? Приведите примеры.

Урок начинается с постановки «проблем».

1. Взаимодействуют ли кислоты с оксидами металлов, неметаллов?
2. Как получить соль металла, не вытесняющего водород из кислоты? Объяснить на примере получения сульфата меди (II).

Решаем первый вопрос: будут ли реагировать кислоты с оксидами металлов? Демонстрация опыта. Взаимодействие оксида меди с серной кислотой.

Показать оксид меди, серную кислоту и предложить учащимся описать их свойства. Затем учитель наливает в стакан объемом 150-200мл. 20-25мл. серной кислоты(1:5), высыпает ложку оксида меди (II), перемешивает. Происходят ли какие изменения? Заметных изменений нет. Нагреваем. Что наблюдаем?

Раствор становится голубым, черный порошок на дне стакана растворился. Добавляем еще немного оксида и перемешиваем до полного его растворения. Добавление оксида меди прекращаем до того, когда новая порция не остается на дне стакана не растворившейся. И только тогда приливаем немного воды.

Что представляет собой раствор голубого цвета? Как выделить образовавшееся вещество из раствора?

1. Показать фильтрование горячего раствора:
   а) приготовление фильтра.
   б) правила фильтрования.
2. Выпаривание филтрата в фарфоровой чашке.

Обратить внимание на некоторые трудности выпаривания – соль разлетается, чтобы этого избежать, нужно особенно подчеркивать, что раствор надо перемешивать и выпаривать только до появления первых кристаллов, а не досуха.

На доске записываем уравнение реакции:

CuO+H₂SO₄= CuSO₄ + H₂O

Можно ли отнести эту реакцию к одному из известных вам типов?

Атомы меди и водорода поменялись местами. Это реакция обмена. Реакцией обмена называются реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями.

Вывод учащихся: при взаимодействии серной кислоты с оксидом меди, получается соль и вода.

Могут ли другие кислоты реагировать с оксидами?

Учащиеся выполняют лабораторные опыты:

1. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом железа (III).(оксид железа должен быть в виде буро-красного порошка. Темно-серая кристаллическая модификация почти не растворятся в кислотах).
2. Взаимодействие оксида магния с соляной кислотой.

Химические свойства основных оксидов

Химические свойства основных оксидов

Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать здесь.

1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.

CuO + H₂O ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворимый гидроксид)

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:

основный оксид + кислота = соль + вода

основный оксид + кислотный оксид = соль

При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:

Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота).

Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N₂O₅, NO₂, SO₃ и т.д.).

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.

При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:

основный оксид + амфотерный оксид = соль

С амфотерными оксидами при сплавлении взаимодействуют только основные оксиды, которым соответствуют щелочи . При этом образуется соль. Металл в соли берется из более основного оксида, кислотный остаток — из более кислотного. В данном случае амфотерный оксид образует кислотный остаток.

CuO + Al₂O₃ ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворимый гидроксид)

(чтобы определить кислотный остаток, к формуле амфотерного или кислотного оксида добавляем молекулу воды: Al₂O₃ + H₂O = H₂Al₂O₄ и делим получившиеся индексы пополам, если степень окисления элемента нечетная: HAlO₂. Получается алюминат-ион AlO₂ — . Заряд иона легко определить по числу присоединенных атомов водорода — если атом водорода 1, то заряд аниона будет -1, если 2 водорода, то -2 и т.д.).

Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.

4. Взаимодействие оксидов металлов с восстановителями.

При оценке окислительно-восстановительной активности металлов и их ионов можно использовать электрохимический ряд напряжений металлов:

Восстановительные свойства (способность отдавать электроны) у простых веществ-металлов здесь увеличиваются справа налево, окислительные свойства ионов металлов — увеличиваются наоборот, слева направо. При этом некоторые ионы металлов в промежуточных степенях окисления могут проявлять также восстановительные свойства (например ион Fe 2+ можно окислить до иона Fe 3+ ).

Более подробно про окислительно-восстановительные реакции можно прочитать здесь.

Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.

4.1. Восстановление углем или угарным газом.

Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов до простых веществ только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.

FeO + C = Fe + CO

Активные металлы, расположенные в ряду активности левее алюминия, активно взаимодействуют с углеродом, поэтому при взаимодействии их оксидов с углеродом образуются карбиды и угарный газ:

CaO + 3C = CaC₂ + CO

Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:

CuO + CO = Cu + CO₂

4.2. Восстановление водородом .

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)

При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.

Например , оксид цинка взаимодействует с алюминием:

3ZnO + 2Al = Al₂O₃ + 3Zn

но не взаимодействует с медью:

ZnO + Cu ≠

Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + Mg = Cu + MgO

Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:

При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.

4.4. Восстановление аммиаком.

Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.

Например , аммиак восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + 3H₂O + N₂

5. Взаимодействие оксидов металлов с окислителями.

Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы могут повышать степень окисления, например Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ и др.) могут выступать в качестве восстановителей.

Например , оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III):