Реакции разложения
При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.
Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.
Разложение оксидов
При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:
2HgO = 2Hg + O2
Разложение гидроксидов
Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:
2LiOH = Li2O + H2O
Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:
2AgOH = Ag2O + H2O
2CuOH = Cu2O + H2O
Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.
В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:
Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:
Разложение кислот
При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.
Например , кремниевая кислота:
Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:
В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.
Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:
Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:
При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:
Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:
Разложение солей
Разложение хлоридов
Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.
Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:
2AgCl → Ag + Cl2
Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:
Разложение нитратов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.
Например , разложение нитрата калия:
Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.
Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:
При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:
Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:
Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:
При более высокой температуре образуются азот и кислород:
Разложение карбонатов и гидрокарбонатов
Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.
Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:
Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:
Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:
Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:
При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:
Разложение сульфатов
Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:
Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:
Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов
Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:
Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).
Разложение сульфитов
Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:
Разложение солей аммония
Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:
Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:
Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.
Разложение перманганата калия
Разложение хлората и перхлората калия
Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:
4KClO3 → 3KClO4 + KCl
При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:
Соли аммония. Общая характеристика. Химические свойства.
Соли аммония.
Аммоний, NH 4 + это положительно — заряженный многоатомный ион, который образуется при протонировании (перенос протона от кислоты к основанию) аммиака (NH3) .
Ион аммония образуется, когда аммиак, слабое основание, реагирует с кислотами Бренстеда (доноры протонов):
Однако, будучи слабокислым, реагирует с основаниями Бренстеда , возвращаясь к незаряженной молекуле аммиака:
Таким образом, обработка концентрированных растворов солей аммония сильным основанием дает аммиак.
Когда аммиак растворяется в воде, его небольшое количество превращается в ионы аммония:
- Степень, до которой аммиак образует ион аммония, зависит от рН раствора:
— если pH низкий, равновесие смещается вправо: больше молекул аммиака превращается в ионы аммония.
— если pH высокий, равновесие сдвигается влево: ион гидроксида отнимает протон от иона аммония, образуя аммиак.
Важно! Все соли аммония растворимы в воде, кроме гексахлороплатината аммония (раньше использовалось в качестве теста на NH4 + )
Наибольшее значение среди солей аммония в промышленности имеют хлорид аммония (NH4Cl), сульфат аммония ((NH4)2SO4), нитрат аммония (NH4NO3), характеристики которых мы сегодня и пройдем.
Хлорид аммония, NH4Cl (аммиачная соль) — белое кристаллическое твердое вещество. хорошо растворим в воде (37%), образует слегка кислый раствор ; испаряется без плавления при 340 ° C с образованием равных объемов аммиака и хлористого водорода.
Уровень опасности: раздражающее средство
- Его основное применение — подача азота в удобрениях и в качестве электролита в сухих элементах
- Также широко используется в качестве компонента флюсов для цинкования, лужения и пайки для удаления оксидных покрытий с металлов и, тем самым, улучшения адгезии припоев.
- Он является компонентом многих патентованных лекарств от простуды и средств от кашля благодаря своей эффективности в качестве отхаркивающего средства,
- В ветеринарной медицине его используют для профилактики мочекаменной болезни у коз, крупного рогатого скота и овец.
3) С щелочами (Ме АІ):
4) С щелочами (Ме АІІ):
5) С нерастворимыми основаниями:
6) C основаниями (комплексообразующими):
8) С солями летучих кислот:
9) С оксидами малоактивных Ме:
10) С оксидами активных Ме:
Сульфат аммония (диаммониевая соль серной кислоты) — белое, твердое вещество, без запаха, хорошо растворяется в воде (103,8 гр в 100 гр воды при 100° С), легко впитывает воду (если подвергается воздействию влажного воздуха, образует «струпья» на влажных поверхностях ); температура плавления — выше 280° С; используется в процессе фракционирования (разделения) белков.
Уровень опасности: окислитель, раздражающее средство, экологически опасен
- Сульфат аммония широко распространен в качестве пищевой добавки E517 (регулятор кислотности в хлебе), благодаря активации дрожжей
- (NH4)2SO4 используется в качестве удобрения для щелочных почв ( при внесении во влажную почву выделяется NH 4 + , что создает небольшое количество кислоты, которая снижает рН баланс почвы, а также способствует выделению азота, который помогает росту растений)
- Наконец, он играет важную роль в разработке вакцин во время процесса очистки. Вакцина DTap , которая защищает детей от дифтерии, столбняка и коклюша, использует для этой цели сульфат аммония.
Нитрат аммония, NH4NO3 (аммиачная селитра, аммониевая соль азотной кислоты ) — бесцветное кристаллическое вещество (температура плавления 169,6 ° C); хорошо растворим в воде.
Уровень опасности: окислитель (взрывчатое вещество), раздражающее вещество
- Нагревание водного раствора разлагает соль до закиси азота (веселящий газ):
Поскольку твердая аммиачная селитра может подвергаться взрывному разложению при нагревании в замкнутом пространстве, на ее транспортировку и хранение были наложены государственные стандарты.
- Товарный сорт содержит около 33,5% азота, причем все они находятся в формах, пригодных для использования растениями; это наиболее распространенный азотный компонент искусственных удобрений.
- Аммиачная селитра также используется для изменения скорости детонации других взрывчатых веществ, таких как нитроглицерин (в так называемых аммиачных динамитах ), или в качестве окислителя в аммоналах , которые представляют собой смеси нитрата аммония и порошкообразного алюминия.
- Применяется в качестве питательного вещества при производстве антибиотиков и дрожжей.
NH4NO 3
Хлорид аммония
наименование
Хлорид аммония (хлористый аммоний; техническое название — нашатырь; NH4Cl) — соль аммония, белый кристаллический слегка гигроскопичный порошок без запаха.
Содержание
- 1 Физические свойства
- 2 Химические свойства
- 3 Получение
- 4 Применение
Физические свойства
Бесцветные или белые кубические кристаллы. Растворимость (безводного вещества в безводном растворителе): в этаноле — 0,6 г/100 г, в метаноле — 3,3 г/100 г. Водные растворы вследствие гидролиза имеют слабокислую реакцию; хорошо растворим в жидком аммиаке.
0 °C | 10 °C | 20 °C | 30 °C | 40 °C | 50 °C | 60 °C | 70 °C | 80 °C | 90 °C | 100 °C |
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
29,4 | 33,3 | 37,2 | 41,4 | 45,8 | 50,4 | 55,2 | 60,2 | 65,6 | 71,3 | 77,3 |
При нагревании до 338 °C полностью распадается на NH3 и HCl (возгонка).
Химические свойства
- реагирует с щелочами с выделением аммиака:
NH4Cl + NaOH → NaCl + H2O + NH3↑
- реагирует с нитратом серебра с выпадением белого осадка хлорида серебра, темнеющего при действии света:
NH4Cl + AgNO3 → AgCl↓ + NH4NO3
- реагирует с нитритом натрия при нагревании, с образованием хлорида натрия, азота и воды:
NH4Cl + NaNO2 → NaCl + N2↑ + 2H2O
- под действием электрического тока разлагается с образованием хлористого азота NCl3
Получение
В промышленности хлорид аммония получают упариванием маточного раствора, остающегося после отделения гидрокарбоната натрия NaHCO3 после реакции, в которой углекислый газ пропускают через раствор аммиака и хлорида натрия.
В лаборатории хлорид аммония получают взаимодействием хлороводорода с аммиаком при пропускании их через раствор NaCl.
Иногда используют реакцию взаимодействия аммиака с хлором:
Реакция взаимодействия аммиака и соляной кислоты:
http://pangenes.ru/post/soli-ammoniya-obshchaya-harakteristika-himicheskie-svoystva.html
http://chem.ru/hlorid-ammonija.html