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Cu+2H2SO4(浓)==(加热)==CuSO4+SO2↑+2H2O
2Fe+6H2SO4(浓)====Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O
在上述反应中,硫酸表现出了强氧化性与酸性。
⑵跟非金属反应
热得浓硫酸可将碳、硫、磷等非金属单质氧化到其高价态得氧化物或含氧酸,本身被还原为SO2。
在这类反应中,浓硫酸只表现出氧化性。
C+2H2SO4(浓)==(加热)==CO2↑+2SO2↑+2H2O
S+2H2SO4(浓)====3SO2↑+2H2O
2P+5H2SO4(浓)====2H3PO4+5SO2↑+2H2O
⑶跟其她还原性物质反应
浓硫酸具有强氧化性,实验室制取H2S、HBr、HI等还原性气体不能选用浓硫酸。
H2S+H2SO4(浓)====S↓+SO2↑+2H2O
2HBr+H2SO4(浓)====Br2↑+SO2↑+2H2O
2HI+H2SO4(浓)====I2↑+SO2↑+2H2O
3.难挥发性(高沸点)
制氯化氢、硝酸等(原理:
利用难挥发性酸制易挥发性酸)如,用固体氯化钠与浓硫酸反应制取氯化氢气体
NaCl(固)+H2SO4(浓)====NaHSO4+HCl↑(常温)
2NaCl(固)+H2SO4(浓)====Na2SO4+2HCl↑(加热)
Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2↑
再如,利用浓盐酸与浓硫酸可以制氯化氢气体。
◎5酸性:
制化肥,如氮肥、磷肥等
2NH3+H2SO4====(NH4)2SO4
Ca3(PO4)2+2H2SO4====2CaSO4+Ca(H2PO4)2
◎6、稳定性:
浓硫酸与亚硫酸盐反应
Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2↑
盐酸
盐酸,学名氢氯酸,就是氯化氢(化学式:
HCl)得水溶液,就是一元酸。
盐酸就是一种强酸,浓盐酸具有极强得挥发性,因此盛有浓盐酸得容器打开后能在上方瞧见酸雾,那就是氯化氢挥发后与空气中得水蒸气结合产生得盐酸小液滴。
盐酸就是一种常见得化学品,在一般情况下,浓盐酸中氯化氢得质量分数在37%左右。
同时,胃酸得主要成分也就是盐酸。
20℃时101、3kPa下得数据主要成分:
HCl含量:
工业级36%。
外观与性状:
无色或微黄色易挥发性液体,有刺激性气味。
一般实验室使用得盐酸为0、1mol/LpH=1
一般使用得盐酸pH在2~3左右(呈强酸性)
熔点(℃):
-114、8(纯HCl)
沸点(℃):
108、6(20%恒沸溶液)
相对密度(水=1):
1、20
相对蒸气密度(空气=1):
1、26
饱与蒸气压(kPa):
30、66(21℃)
溶解性:
与水混溶,溶于碱液。
禁配物:
碱类、胺类、碱金属、易燃或可燃物。
其酸能与酸碱指试剂反应,紫色石蕊{(C7H7O4N)n}试剂与PH试纸变红色,无色酚酞{C20H14O4}不变色。
强酸性,与碱反应生成氯化物与水
HCl+NaOH=NaCl+H2O
能与大部分碳酸盐与碳酸氢盐(HCO3-)反应,生成二氧化碳,水
K2CO3+2HCl=2KCl+CO2↑+H2O
能与活泼金属单质反应,生成氢气
Fe+2HCl=FeCl2+H2↑
能与金属氧化物反应,生成盐与水
MgO+2HCl=MgCl2+H2O
实验室常用盐酸于制取二氧化碳得方法
CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑
能用来制取弱酸
CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl
另外,盐酸能与硝酸银反应,生成不溶于稀硝酸得氯化银,氯化银不能溶于水,产生沉淀。
HCl+AgNO3===HNO3+AgCl↓
电离方程式为:
HCl===H++Cl-
其她方程式(离子方程式)
Cl2+H2O==Cl-+H++HClO
Cl2+2OH-==Cl-+ClO-+H2O
Cl2+2I-==2Cl-+I2
Cl2+H2SO3+H2O==2Cl-+SO42-+4H+
Cl2+H2S==2Cl-+2H++S↓
Cl2+2Fe2+==2Fe3++2Cl-(向FeBr2溶液中通入少量Cl2)
3Cl2+2Fe2++4Br-==2Fe3++2Br2+6Cl-(足量Cl2)
2Cl2+2Fe2++2Br-==2Fe3++Br2+4Cl-(当n(FeBr2)/n(Cl2)=1:
1时)
8Cl2+6Fe2++10Br-==6Fe3++5Br2+16Cl-(当n(FeBr2)/n(Cl2)=3:
4时)
Cl2+2I-==I2+2Cl-(向FeI2溶液中通入少量Cl2)
3Cl2+2Fe2++4I-==2Fe3++2I2+6Cl-(足量Cl2)
4Cl2+2Fe2++6I-==2Fe3++3I2+8Cl-(当n(FeI2)/n(Cl2)=3:
2Cl-+4H++MnO2==Mn2++Cl2↑+2H2O
Cl-+Ag+==AgCl↓
ClO-+H+==HClO(有漂白性)
2HCIO==(光照)2HCI+O2↑
ClO-+SO2+H2O==2H++Cl-+SO42-
ClO-+H2OHClO+OH-
3ClO-===2Cl-+ClO3-(加热时得ClO-得歧化反应)
硝酸
硝酸(球棍模型)硝酸(nitricacid)分子式HNO₃,就是一种有强氧化性、强腐蚀性得无机酸,酸酐为五氧化二氮。
硝酸得酸性较硫酸与盐酸小(PKa=-1、3),易溶于水,在水中完全电离,常温下其稀溶液无色透明,浓溶液显棕色。
硝酸不稳定,易见光分解,应在棕色瓶中于阴暗处避光保存,严禁与还原剂接触。
硝酸在工业上主要以氨氧化法生产,用以制造化肥、炸药、硝酸盐等,在有机化学中,浓硝酸与浓硫酸得混合液就是重要得硝化试剂。
存在与制备
自然界
自然界中得硝酸主要由雷雨天生成得一氧化氮形成。
硝酸性质不稳定,因而无法在自然界长期存在,但硝酸得形成就是氮循环得一环。
自然界中硝酸得形成按如下步骤硝酸一氧化氮得生成
N₂(g)+O₂(g)——→2NO(g)
二氧化氮得生成
N₂(g)+2O₂(g)——→2NO₂(g)
2NO(g)+O₂(g)——→2NO₂(g)
生成得二氧化氮溶于水中生成硝酸
3NO₂(g)+H2O(l)——→2HNO₃(aq)+NO(g)
工业合成
氨氧化法
硝酸工业与合成氨工业密接相关,氨氧化法就是工业生产中制取硝浓硝酸酸得主要途径,其主要流程就是将氨与空气得混合气(氧:
氮≈2:
1)通入灼热(760~840℃)得铂铑合金网,在合金网得催化下,氨被氧化成一氧化氮(NO)。
生成得一氧化氮利用反应后残余得氧气继续氧化为二氧化氮,随后将二氧化氮通入水中制取硝酸。
稀硝酸、浓硝酸、发烟硝酸得制取在工艺上各不相同。
[4]
4NH₃(g)+5O₂(g)—Pt-Rh→4NO(g)+6H2O(g)
3NO₂(g)+H2O(l)——→2HNO₃(aq)+NO(g)
其它
工业上也曾使用浓硫酸与硝石制硝酸,但该法耗酸量大,设备腐蚀严重,现基本停止使用
NaNO₃(s)+H2SO₄(l)——→NaHSO₄(s)+HNO₃(g)
酯化反应(esterification)
硝酸可以与醇发生酯化反应生成对应得硝酸酯,在机理上,硝酸参与得酯化反应过去被认为生成了碳正离子中间体,但现在许多文献将机理描述为费歇尔酯化硝酸反应(Fischeresterification),即“酸脱羟基醇脱氢”与羧酸得酯化机理相同。
硝酸得酯化反应被用来生产硝化纤维,方程式见下
3nHNO₃+[C6H7O2(OH)3]n——→[C6H7O2(O-NO2)3]n+3nH2O
硝化反应(nitration)
浓硝酸或发烟硝酸与脱水剂(浓硫酸、五氧化二磷)混合可作为硝化试剂对一些化合物引发硝化反应,硝化反应属于亲电取代反应(electrophilicsubstitution),反应中得亲电试剂为硝鎓离子,脱水剂有利于硝鎓离子得产生。
最为常见得硝化反应就是苯得硝化:
Ph-H+HO-NO₂——→Ph-NO₂+H2O
氧化还原反应(reduction-oxidationreaction)
硝酸分子中氮元素为最高价态(+5)因此硝酸具有强氧化性,其还原产物因硝酸浓度得不同而有变化,从总体上说,硝酸浓度越高,平均每分子硝酸得到得电子数越少,浓硝酸得还原产物主要为二氧化氮,稀硝酸主要为一氧化氮,更稀得硝酸可以被还原为一氧化二氮、氮气、硝酸铵等,需要指出,上述只就是优势产物,实际上随着反应得进行,硝酸浓度逐渐降低,所有还原产物都可能出现。
硝酸有关电势图见下(标况E/V)
HNO₃—0、798、9→NO₂—1、08→HNO₂—1、04→NO—1、582→N2O—1、77→N₂—0、27→NH+₄
HNO₃—0、97→NO
HNO₃—1、25→N2O
HNO₃—0、88→N₂
以下提供一些典型反应
浓硝酸:
Cu(s)+4HNO₃(aq)——→Cu(NO3)₂(aq)+2NO₂(g)+2H2O(l)
P(s)+5HNO₃(aq)——→H3PO₄(aq)+5NO₂(g)+H2O(l)
环己酮+浓硝酸——→1,6-己二酸(60%)
稀硝酸:
3Cu(s)+8HNO₃(aq)——→3Cu(NO3)₂(aq)+2NO(g)+4H2O(l)
Fe(s)+4HNO₃(aq)——→Fe(NO3)₃(aq)+NO(g)+2H2O(l)
3Zn(s)+8HNO₃(aq)——→3Zn(NO3)₂(aq)+硝酸2NO(g)+4H2O(l)
4Zn(s)+10HNO₃(aq)——→4Zn(NO3)₂(aq)+N2O(g)+5H2O(l)
4Zn(s)+10HNO₃(aq)——→4Zn(NO3)₂(aq)+NH4NO₃(aq)+3H2O(l)
6KI(aq)+8HNO₃(aq)——→6KNO₃(aq)+3I₂(s)+2NO(g)+4H2O(l)
氢氧化钠
氢氧化钠(NaOH),俗称烧碱、火碱、苛性钠,因另一名称causticsoda而在香港称为哥士得,常温下就是一种白色晶体,具有强腐蚀性。
易溶于水,其水溶液呈强碱性,能使酚酞变红。
氢氧化钠就是一种极常用得碱,就是化学实验室得必备药品之一。
它得溶液可以用作洗涤液。
制作少量氢氧化钠
可以寻找一些碳酸氢钠(小苏打)(如果有碳酸钠更好),再找一些氧化钙(生石灰)(一般得食品包装袋中用来做吸水剂得小袋子中有)。
把生石灰放于水中,反应后取上层清液倒入空得干净得杯子中,把碳酸氢钠加热一会儿倒入杯中,待其反应一会儿直到杯中不再产生白色沉淀,滤去沉淀,剩下得清液就就是氢氧化钠。
如果需要纯一点可以加热一会儿,蒸发一部分水,这样可以得到比较纯得氢氧化钠。
CaO+H₂O====Ca(OH)₂
NaHCO₃+Ca(OH)₂====CaCO₃+NaOH+H₂O(碳酸氢钠)
Ca(OH)₂+Na₂CO₃====CaCO₃↓+2NaOH(碳酸钠)
NaOH得化学性质
1、NaOH就是强碱,具有碱得一切通性。
氢氧化钠标准滴定
(1)在水溶液中电离出大量得OH⁻:
NaOH=Na⁺+OH⁻
(2)能与酸反应,NaOH+HCl=NaCl+H₂O
(3)能与一些酸性氧化物反应,
2NaOH+SO₂(不足)====Na₂SO₃+H₂O
NaOH+SO₂(过量)====NaHSO₃①(①生成得Na₂SO₃与水与过量得SO₂反应生成了NaHSO₃)
2NaOH+SO₃====Na₂SO₄+H₂O
2NaOH+3NO₂====2NaNO₃+NO+H₂O
(4)氢氧化钠溶液与铝反应,
2Al+2NaOH+2H₂O====2NaAlO₂+3H₂↑(而且,在NaOH不足量时
发生得反应为2Al+6H₂O===(NaOH)===2Al(OH)₃↓+3H₂↑)
(5)能强碱制取弱碱,NaOH+NH₄Cl====NaCl+NH₃·
H₂O
(6)能与某些盐反应,2NaOH+CuSO₄====Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄
(7)NaOH具有很强得腐蚀性。
(8)NaOH能吸收二氧化碳。
反应过程如下:
2NaOH+CO₂====Na₂CO₃+H₂O(CO₂少量)
NaOH+CO₂====NaHCO₃(CO₂过量)
(9)NaOH能与二氧化硅反应,SiO₂+2NaOH====2NaSiO₃+H₂O
(故使瓶塞与玻璃瓶粘与,不易打开)
(10)能与指示剂发生反应,碱得通性:
遇无色酚酞变红(过浓得氢氧化钠也会使酚酞褪色),遇紫色石蕊试液变蓝
过氧化钠
化学式:
Na₂O₂
过氧化钠就是白色或黄色粉末,
摩尔质量为78g/mol,常用78g/mol
相对密度为2、47(水=1)
相对分子质量为78
熔点460℃(不分解)
钠在氧气中燃烧生成过氧化钠:
(1)氧气浓度较低:
4Na+O₂==点燃==2Na₂O(氧化钠)
(2)氧气浓度较高:
2Na+O₂==点燃==Na₂O₂(过氧化钠)
过氧化钠不就是碱性氧化物,但也可与二氧化碳,酸反应,反应过程中均有氧气放出,化学方程式分别为:
2Na₂O₂+2CO₂══2Na₂CO₃+O₂
2Na₂O₂+4HCl══4NaCl+2H₂O+O₂↑
与水反应,生成氧气:
2Na₂O₂+2H₂O══4NaOH+O₂↑,反应放热
总反应化学方程式:
2Na₂O₂+2H₂O══4NaOH+O₂↑
与次高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应,生成盐,但不放出氧气,如:
Na₂O₂+CO══Na₂CO₃
Na₂O₂+SO₂══Na₂SO₄
与最高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应,生成盐,放出氧气,例:
2Na₂O₂+2CO₂══2Na₂CO₃+O₂↑
2Na₂O₂+2SO₃══2Na₂SO₄+O₂↑
用途
可做供氧剂,强氧化剂,具有漂白性。
它能与CO₂作用,放出O₂。
2Na₂O₂+2CO₂══2Na₂CO₃+O₂↑
根据这个性质,可将它用在矿山、坑道、潜水或宇宙飞船等缺氧得场合,将人们呼出得CO₂再转换成O2,以供呼吸之用。
它还可以用于消毒、杀菌与漂白。
(多用KO₂,而不用Na₂O₂)
它具有强氧化性,在熔融状态时遇到棉花、炭粉、铝粉等还原性物质会发生爆炸。
因此存放时应注意安全,不能与易燃物接触。
它易吸潮,遇水或稀酸时会发生反应,生成O₂。
过氧化钠可用来除去O₂中得H₂O与CO₂杂质。
根据这个性质,可将它用作供氧剂,用于矿山、坑道、潜水或宇宙飞船等缺氧得场合,将人们呼出得CO₂再转换成O₂,以供呼吸之用。
过氧化钠还可以用于消毒、杀菌与漂白等,在工业上常用做漂白剂、杀菌剂、消毒剂、去臭剂、氧化剂等。
熔融态得过氧化钠就是非常好得氧化剂,可以把Fe氧化为高铁酸根,甚至可以在常温下把有机物转化为碳酸盐。
氯化钡
BaCl2、式量208。
剧毒,熔点925℃,沸点1560℃,相对密度3、85624,溶于水,微溶于盐酸与硝酸,难溶于乙醇与乙醚,易吸水,需密封保存。
作分析试剂、脱水剂,制钡盐,以及用于电子、仪表、冶金等工业
硫酸铜
硫酸铜为天蓝色或略带黄色粒状晶体,水溶液呈酸性,属保护性无机杀菌剂,对人畜比较安全。
化学式CuSO4。
一般为五水合物CuSO4·
5H2O,俗名胆矾;
蓝色斜方晶体;
密度2、284克/厘米3。
硫酸铜就是制备其她铜化合物得重要原料。
同石灰乳混合可得“波尔多”溶液,用作杀虫剂。
硫酸铜也就是电解精炼铜时得电解液。
化学品英文名称:
coppersulfate
硫酸铜结晶水合物得俗称:
蓝矾、
胆矾分子式:
CuSO4(纯品),CuSO4·
5H2O(水合物)
相对分子质量:
159、68
外观与性状:
蓝色三斜晶系结晶。
熔点(℃):
200(无水物)
沸点(℃):
高温分解
相对密度(水=1):
2、28
溶解性:
溶于水,25℃时水中溶解度为23、05g,溶于稀乙醇,不溶于无水乙醇、乙醚、液氨。
主要用途:
用来制取其她铜盐,也用作纺织品媒染剂、农业杀虫剂、杀菌剂、并用于镀铜。
硫酸铜其五水合物又称蓝矾或胆矾。
硫酸铜也经常作为五水合硫酸铜晶体得简称。
硫酸铜及其溶液硫酸铜CuSO₄
分子量160(硫酸铜晶体:
CuSO₄·
5H₂O分子量249、68
)
深蓝色大颗粒状结晶体或蓝色颗粒状结晶粉末。
有毒,无臭,带有金属涩味。
干燥空气中会缓慢风化。
溶于水,水溶液呈弱酸性(288K时,0、1mol/L得CuSO₄溶液pH=4、2),不溶于乙醇。
晶体受热时会失去结晶水,45℃左右时失去两分子结晶水,110℃以上失去四分子结晶水,258℃以上将失去全部水结晶成为白色粉末状无水硫酸铜,650℃则分解成氧化铜与三氧化硫。
无水硫酸铜有极强得吸水性,把它投入95%乙醇或含水有机物,即吸收水分而恢复为蓝色结晶体。
硫酸铜中得铜离子能破坏蛋白质得立体结构,使之变性。
测定蛋白质浓度时常在蛋白质中加入碱,再加入硫酸铜溶液,此时溶液会变为紫色,这个反应被称为双缩脲反应。
无水硫酸铜为白色粉末;
吸水性很强,吸水后呈蓝色。
硫酸铜加热到650℃时分解成CuO:
化学反应硫酸铜就是制备其她铜化合物得重要原料。
无水硫酸铜加热到923K时,分解成CuO
CuSO₄==加热==CuO+SO₃↑
或者2CuSO₄==加热==2CuO+2SO₂↑+O₂↑
或者Fe+CuSO₄====FeSO₄+Cu
用于检验硫酸铜
CuSO₄+H₂S===CuS(黑色沉淀)+H₂SO₄
硫酸铜溶液电解
2CuSO₄+2H₂O==通电==2H₂SO₄+2Cu+O₂↑
碳酸钠
碳酸钠,俗名苏打、纯碱、洗涤碱,化学式:
Na2CO3,普通情况下为白色粉末,为强电解质。
密度为2、532g/cm3,熔点为851°
C,易溶于水,具有盐得通性。
【化学式】Na2CO3
【相对分子质量】106
【俗名】块碱、纯碱、苏打(Soda)、碱面、口碱(历史上,一般经张家口与古北口转运全国,因此又有“口碱”之说。
)、碱面(食用碱),无结晶水得工业名称为轻质碱,有一个结晶水得工业名称为重质碱。
【外观】白色粉末状,就是固体
【相对密度(水=1)】2、532
【熔点】851℃
【溶解度】21g20℃
【分类】强碱弱酸盐**注意**(纯碱就是盐,不就是碱,只就是溶液显碱性)
在空气中易风化
(1)其水溶液呈碱性,能与酸产生一定反应。
Na2CO3+2HCl====2NaCl+H2O+CO2↑(
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