4Na + O 2 →2Na 2 O
Взаимодействие с водой
Многие неметаллы взаимодействуют с водой с образованием оксидов (и/или других соединений). Реакции идут при сильном нагревании.
С + H 2 O → CO + H 2
6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (бороксин)+ 3H 2
4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2
3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2
Галогены при взаимодействии с водой диспропорционируют (образуют из соединения с одной степенью окисления соединения с различными степенями окисления)- кроме F 2 . Реакции идут при комнатной температуре.
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO
Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Взаимодействие с неметаллами
Взаимодействие с кислородом.
Большинство неметаллов (кроме галагенов, благородных газов) взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов, а при определенных условиях (температура, давление, катализаторы) – высших оксидов.
N 2 + O 2 → 2NO (реакция идет при температуре 2000°C или в электрической дуге)
С + O 2 → СO 2
4B + 3O 2 → 2B 2 O 3
S + O 2 → SO 2
Взаимодействие с фтором
Большинство неметаллов (кроме N 2 , С (алмаз), некоторые благородные газы) взаимодействуют с фтором с образованием фторидов.
O 2 +2F 2 → 2OF 2 (при пропускание электрического тока)
C + 2F 2 → CF 4 (при температуре 900°C)
S +3F 2 → SF 6
2.3 Взаимодействие с галогенами (Cl 2 , Br 2)
C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие галогениды (хлориды и бромиды).
2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
2S + Br 2 → S 2 Br 2
2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (сжигание в атмосфере хлора)
Cl 2 + Br 2 → 2BrCl
Cl 2 + I 2 → 2ICl (нагрев до 45°C))
Br 2 + I 2 → 2IBr
Взаимодействие с оксидами
Углерод и кремний восстанавливают металлы и неметаллы из их оксидов. Реакции идут при нагревании.
SiO 2 +C=CO 2 +Si
MnO2 + Si → Mn + SiO 2.
Взаимодействие со щелочами
Большинство неметаллов (кромеF 2 , Si) диспропорционируют при взаимодействии со щелочами. Благородные газы, O 2 , N 2 и некоторые другие металлы не взаимодействуют со щелочами
Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (при нагревании)
3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (присплавлении)
P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3
Si +2NaOH+ H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2
Взаимодействие с кислотами-окислителями
Все неметаллы (кроме галогенов, благородных газов, N 2 , O 2 , Si) взаимодействуют с кислотами – окислителями с образованием соответсвующей кислородсодержащей кислоты (или оксида).
C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 +2H 2 O
B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2
S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Взаимодействие с солями
Более электроотрицательный галоген вытесняет менее электроотрицательный реагент из его соли или водородного соединения
2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2
Химические свойства неоксидных бинарных соединений различно. Большинство из них (кроме галогенидов) при взаимодействии с кислородом образуют два оксида (в случае аммиака необходимо использовать катализаторы).
Химические свойства основных оксидов
Взаимодействие с водой
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием растворимых (малорастворимых) соединений – щелочи
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
Взаимодействие с оксидами
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (сплавление)
Взаимодействие с кислотами
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами
CaO + 2HCl→ CaCl 2 + H 2 O
FeO + 2HCl→ FeCl 2 + H 2 O
Основные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях
FeO + 4HNO 3 →Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
2MnO + O 2 → 2MnO 2
Химические свойства амфотерных оксидов
Взаимодействие с оксидами
Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными, кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2
3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3
ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (сплавление)
Взаимодействие с кислотами и основаниями
Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и кислотами
6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при нагревании)
Взаимодействие с солями
Малолетучие амфотерные оксиды вытесняют более летучие кислые оксиды из их солей
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Окислительно – восстановительные реакции
Амфотерные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях.
MnO 2 + 4HCl→ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой
Большинство кислотных оксидов растворяется в воде с образованием соответствующей кислоты (оксиды металлов с высшими степенями окисления и SiO 2 не растворяются в воде).
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
Взаимодействие с оксидами
Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием солей.
Разделение оснований на группы по различным признакам представлено в таблице 11. Таблица 11 Классификация оснований
Все основания, кроме раствора аммиака в воде, представляют собой твёрдые вещества, имеющие различную окраску . Например, гидроксид кальция Са(ОН) 2 белого цвета , гидроксид меди (II) Сu(ОН) 2 голубого цвета , гидроксид никеля (II) Ni(OH) 2 зелёного цвета , гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 красно-бурого цвета и т. д. Водный раствор аммиака NH 3 Н 2 O, в отличие от других оснований, содержит не катионы металла, а сложный однозарядный катион аммония NH - 4 и существует только в растворе (этот раствор вам известен под названием нашатырного спирта). Он легко разлагается на аммиак и воду: Однако, какими бы разными ни были основания, все они состоят из ионов металла и гидроксогрупп, число которых равно степени окисления металла. Все основания, и в первую очередь щёлочи (сильные электролиты), образуют при диссоциации гидроксид-ионы ОН - , которые и обусловливают ряд общих свойств : мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов (лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина), взаимодействие с другими веществами. Типичные реакции оснований
Первая реакция (универсальная) была рассмотрена в § 38. Лабораторный опыт № 23
Взаимодействие щелочей с кислотами
Запишите два молекулярных уравнения реакций, сущность которых выражается следующим ионным уравнением:
H + + ОН - = Н 2 O. Проведите реакции, уравнения которых вы составили. Вспомните, какие вещества (кроме кислоты и щёлочи) необходимы для наблюдения за этими химическими реакциями.
Вторая реакция протекает между щелочами и оксидами неметаллов, которым соответствуют кислоты, например, Соответствует При взаимодействии оксидов с основаниями образуются соли соответствующих кислот и вода: Рис. 141. Взаимодействие щёлочи с оксидом неметалла
Лабораторный опыт № 24
Взаимодействие щелочей с оксидами неметаллов
Повторите опыт, который вы проделывали раньше. В пробирку налейте 2-3 мл прозрачного раствора известковой воды. Поместите в неё соломинку для сока, которая выполняет роль газоотводной трубки. Осторожно пропускайте через раствор выдыхаемый воздух. Что наблюдаете? Запишите молекулярное и ионное уравнения реакции. Рис. 142. Взаимодействие щелочей с солями: а - с образованием осадка; б - с образованием газа
Третья реакция является типичной реакцией ионного обмена и протекает только в том случае, если в результате образуется осадок или выделяется газ, например: Лабораторный опыт № 25
Взаимодействие щелочей с солями
В трёх пробирках слейте попарно по 1-2 мл растворов веществ: 1-я пробирка - гидроксида натрия и хлорида аммония; 2-я пробирка - гидроксида калия и сульфата железа (III); 3-я пробирка - гидроксида натрия и хлорида бария.
Нагрейте содержимое 1-й пробирки и определите по запаху один из продуктов реакции. Сформулируйте вывод о возможности взаимодействия щелочей с солями.
Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например: Fe(OH) 2 = FeO + Н 2 O. Лабораторный опыт № 26
Получение и свойства нерастворимых оснований
В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата или хлорида меди (II). В каждую пробирку добавьте по 3-4 капли раствора гидроксида натрия. Опишите образовавшийся гидроксид меди (II). Примечание
. Оставьте пробирки с полученным гидроксидом меди (II) для проведения следующих опытов. Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции». Добавьте в одну из пробирок с полученным в предыдущем опыте гидроксидом меди (II) 1-2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете? Используя пипетку, поместите 1-2 капли полученного раствора на стеклянную или фарфоровую пластину и, используя тигельные щипцы, осторожно выпарьте его. Рассмотрите образующиеся кристаллы. Отметьте их цвет. Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «участие катализатора» и «обратимость химической реакции ». Нагрейте одну из пробирок с полученным ранее или выданным учителем гидроксидом меди () (рис. 143). Что наблюдаете? Рис. 143. Разложение гидроксида меди (II) при нагревании
Составьте уравнение проведённой реакции, укажите условие её протекания и тип реакции по признакам «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «выделение или поглощение теплоты» и «обратимость химической реакции». Ключевые слова и словосочетания
- Классификация оснований.
- Типичные свойства оснований: взаимодействие их с кислотами, оксидами неметаллов, солями.
- Типичное свойство нерастворимых оснований: разложение при нагревании.
- Условия протекания типичных реакций оснований.
Работа с компьютером
- Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
- Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.
1.
Металл + Неметалл.
В данное взаимодействие не вступают
инертные газы. Чем выше электроотрицательность неметалла, тем с большим числом
металлов он будет реагировать. Например, фтор реагирует со всеми металлами, а
водород – только с активными. Чем левее в ряду активности металлов находится
металл, тем с большим числом неметаллов он может реагировать. Например, золото
реагирует только с фтором, литий – со всеми неметаллами.
2.
Неметалл + неметалл.
При этом более электроотрицательный
неметалл выступает окислителем, менее ЭО – восстановителем. Неметаллы с близкой
электроотрицательностью плохо взаимодействуют между собой, например,
взаимодействие фосфора с водородом и кремния с водородом практически не
возможно, так как равновесие этих реакций смещено в сторону образования простых
веществ. Не реагируют с неметаллами гелий, неон и аргон, остальные инертные
газы в жестких условиях могут реагировать с фтором.
Не взаимодействуют кислород
с хлором, бромом и йодом. Со фтором кислород может реагировать при низких
температурах.
3.
Металл + кислотный оксид.
Металл восстанавливает неметалл из
оксида. После этого избыток металла может реагировать с получившимся
неметаллом. Например:
2
Mg
+
SiO
2
= 2
MgO
+
Si
(при недостатке магния)
2
Mg
+
SiO
2
= 2
MgO
+
Mg
2
Si
(при избытке магния)
4. Металл + кислота.
Металлы,
стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами с выделением
водорода.
Исключение
составляют кислоты – окислители (серная концентрированная и любая азотная),
которые могут реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений правее
водорода, в реакциях не выделяется водород, а получается вода и продукт
восстановления кислоты.
Нужно
обратить внимание на то, что при взаимодействии
металла с избытком многоосновной кислоты может получиться кислая соль:
Mg
+2
H
3
PO
4
=
Mg
(H
2
PO
4) 2
+
H
2
.
Если
продуктом взаимодействия кислоты и металла является нерастворимая соль, то
металл пассивируется, так как поверхность металла защищается нерастворимой
солью от действия кислоты. Например, действие разбавленной серной кислоты на
свинец, барий или кальций.
5. Металл + соль. В растворе
в
данную реакцию вступают металл, стоящий в ряду напряжений правее магния,
включая сам магний, но левее металла соли. Если металл активнее магния, то он
реагирует не с солью, а с водой с
образованием щелочи, которая в дальнейшем реагирует с солью. При этом исходная
соль и получающаяся соль должны быть растворимыми. Нерастворимый продукт
пассивирует металл.
Однако,
из этого правила бывают исключения:
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;
2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 .
Так
как железо имеет промежуточную степень окисления, то его соль в высшей степени
окисления легко восстанавливается до соли в промежуточной степени окисления,
окисляя даже менее активные металлы.
В расплавах
ряд напряжений металлов не действует. Определить, возможна ли реакция между
солью и металлом, можно только с помощью термодинамических расчетов. Например,
натрий может вытеснить калий из расплава хлорида калия, так как калий более
летучий:
Na
+
KCl
=
NaCl
+
K
(эту реакцию определяет энтропийный фактор). С другой стороны алюминий получали
вытеснением из хлорида натрием: 3
Na
+
AlCl
3
= 3
NaCl
+
Al
.
Этот процесс экзотермический, его определяет энтальпийный фактор.
Возможен вариант, что соль при
нагревании разлагается, и продукты ее разложения могут реагировать с металлом,
например нитрат алюминия и железо. Нитрат алюминия разлагается при нагревании
на оксид алюминия, оксид азота (IV
)
и кислород, кислород и оксид азота будут окислять железо:
10Fe + 2Al(NO 3) 3
= 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Металл + основный оксид.
Также, как и в
расплавах солей, возможность этих реакций определяется термодинамически. В
качестве восстановителей часто используют алюминий, магний и натрий. Например:
8
Al
+ 3
Fe
3
O
4
= 4
Al
2
O
3
+ 9
Fe
реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2
Al
+ 3
Rb
2
O
= 6
Rb
+
Al
2
O
3
(рубидий
летучий, энтальпийный фактор).
8. Неметалл + основание.
Как
правило, реакция идет между неметаллом и щелочью.Не все неметаллы могут реагировать с щелочами: нужно помнить, что
в это взаимодействие вступают галогены (по-разному в зависимости от
температуры), сера (при нагревании), кремний, фосфор.
KOH
+
Cl
2
=
KClO
+
KCl
+
H
2
O
(на холоде)
6
KOH
+ 3
Cl
2
=
KClO
3
+ 5
KCl
+ 3
H
2
O
(в горячем растворе)
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S
+ 3H 2 O
2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 +
2H 2
3KOH + 4P + 3H 2 O
= PH 3 + 3KPH 2 O 2
1)
неметалл – восстановитель (водород, углерод):
СО 2
+ С = 2СО;
2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;
SiO 2 + C = CO 2 + Si.
Если
получившийся неметалл может реагировать с металлом, использованным в качестве
восстановителя, то реакция пойдет дальше (при избытке углерода)
SiO
2
+ 2
C
=
CO
2
+
Si
С
2)
неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):
2С
O
+
O
2
=
2СО 2 .
С
O
+
Cl
2
=
СО
Cl
2
.
2
NO
+
O
2
=
2
N
О 2 .
10. Кислотный оксид + основный
оксид
. Реакция идёт, если получающаяся соль в принципе
существует. Например, оксид алюминия может реагировать с серным ангидридом с
образованием сульфата алюминия, но не может реагировать с углекислым газом, так
как соответствующей соли не существует.
11. Вода + основный оксид
.
Реакция возможна, если образуется щелочь, то есть растворимое основание (или
мало растворимое, в случае кальция). Если основание нерастворимое или мало
растворимое, то идёт обратная реакция разложения основания на оксид и воду.
12. Основный оксид + кислота
.
Реакция возможна, если образующаяся соль существует. Если получающаяся соль
нерастворима, то реакция может пассивироваться из-за перекрытия доступа кислоты
к поверхности оксида. В случае избытка многоосновной кислоты возможно
образование кислой соли.
13.
Кислотный оксид
+ основание
. Как правило, реакция идет между щелочью и кислотным
оксидом. Если кислотный оксид соответствует многоосновной кислоте, может
получиться кислая соль:
CO
2
+
KOH
=
KHCO
3
.
Кислотные
оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми
основаниями.
Иногда
с нерастворимыми основаниями реагируют оксиды, соответствующие слабым кислотам,
при этом может получиться средняя или основная соль (как правило, получается
менее растворимое вещество): 2
Mg
(OH) 2 +
CO
2
= (MgOH) 2
CO
3
+
H
2
O
.
14.
Кислотный оксид
+ соль.
Реакция может идти в расплаве и в растворе. В расплаве
менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий. В растворе оксид,
соответствующий более сильной кислоте, вытесняет оксид, соответствующий более
слабой кислоте. Например,
Na
2
CO
3
+
SiO
2
=
Na
2
SiO
3
+
CO
2
, в прямом направлении эта реакция идет в
расплаве, углекислый газ более летучий, чем оксид кремния; в обратном
направлении реакция идет в растворе, угольная кислота сильнее кремниевой, к
тому же оксид кремния выпадает в осадок.
Возможно соединение кислотного оксида с
собственной солью, например, из хромата можно получить дихромат, и сульфата –
дисульфат, из сульфита – дисульфит:
Na
2
SO
3
+
SO
2
=
Na
2
S
2
O
5
Для
этого нужно взять кристаллическую соль и чистый оксид, или насыщенный раствор
соли и избыток кислотного оксида.
В растворе соли могут реагировать с
собственными кислотными оксидами с образованием кислых солей:
Na
2
SO
3
+
H
2
O
+
SO
2
= 2
NaHSO
3
15. Вода + кислотный оксид
.
Реакция возможна, если образуется растворимая или мало растворимая кислота.
Если кислота нерастворимая или мало растворимая то идёт обратная реакция
разложения кислоты на оксид и воду. Например, для серной кислоты характерна
реакция получения из оксида и воды, реакция разложения практически не идёт,
кремниевую кислоту нельзя получить из воды и оксида, но она легко разлагается
на эти составляющие, а вот угольная и сернистая кислоты могут участвовать как в
прямых, так и обратных реакциях.
16. Основание + кислота.
Реакция идет,
если хотя бы одно из реагирующих веществ растворимо. В зависимости от
соотношения реагентов могут получаться средние, кислые и основные соли.
17. Основание + соль.
Реакция идет, если оба
исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один
неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).
18. Соль + кислота.
Как правило,реакция идет, если оба исходные
вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит
или слабый электролит (осадок, газ, вода).
Сильная
кислота может реагировать с нерастворимыми солями слабых кислот (карбонатами,
сульфидами, сульфитами, нитритами), при этом выделяется газообразный продукт.
Реакции
между концентрированными кислотами и кристаллическими солями возможны, если при
этом получается более летучая кислота: например, хлороводород можно получить
действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия,
бромоводород и йодоводород – действием ортофосфорной кислоты на соответствующие
соли. Можно действовать кислотой на собственную соль для получения кислой соли,
например:
BaSO
4
+
H
2
SO
4
=
Ba
(HSO
4) 2 .
19. Соль + соль.
Как правило,реакция идет, если оба исходные
вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит
или слабый электролит.
1)
соль не существует, потому что необратимо гидролизуется
. Это
большинство карбонатов, сульфитов, сульфидов, силикатов трехвалентных металлов, а так же некоторые
соли двухвалентных металлов и аммония. Соли трехвалентных металлов
гидролизуются до соответствующего основания и кислоты, а соли двухвалентных
металлов – до менее растворимых основных солей.
Рассмотрим
примеры:
2
FeCl
3
+ 3
Na
2
CO
3
=
Fe
2
(CO
3
) 3
+ 6
NaCl
(1)
Fe 2 (CO 3) 3
+ 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3
H
2
CO
3
разлагается
на воду и углекислый газ, вода в левой и правой части сокращается и получается:
Fe
2
(CO
3
) 3
+ 3
H
2
O
= 2
Fe
(OH) 3 + 3
CO
2
(2)
Если
теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим
суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III
) и карбоната натрия: 2
FeCl
3
+ 3
Na
2
CO
3
+ 3
H
2
O
= 2
Fe
(OH) 3 + 3
CO
2
+
6
NaCl
CuSO
4
+
Na
2
CO
3
=
CuCO
3
+
Na
2
SO
4
(1)
Подчеркнутая
соль не существует из-за необратимого гидролиза:
2CuCO 3
+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2
(2)
Если
теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат меди, мы получим
суммарное уравнение, отражающее взаимодействие сульфата (II
) и карбоната натрия:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3
+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
Представление о современной квантово-механической модели атома. Характеристика состояния электронов в атоме с помощью набора квантовых чисел, их трактовка и допустимые значения
Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней электронами в многоэлектронных атомах. Принцип Паули. Правило Гунда. Принцип минимума энергии.
Энергия ионизации и энергия сродства к электрону. Характер их изменения по периодам и группам периодической системы д.И.Менделеева. Металлы и неметаллы.
Электроотрицательность химических элементов. Характер изменения электроотрицательности по периодам и группам периодической системы д.И.Менделеева. Понятие степени окисления.
Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Общее представление о методе молекулярных орбиталей.
Два механизма образования ковалентной связи: обычный и донорно-акцепторный.
Ионная связь как предельный случай поляризации ковалентной связи. Электростатическое взаимодействие ионов.
11.Металлические связи. Металлические связи как предельный случай делокализации валентных электронных орбиталей. Кристаллические решетки металлов.
12. Межмолекулярные связи. Взаимодействия Ван-дер-Ваальса – дисперсионное, диполь-дипольное, индуктивное). Водородная связь.
13. Основные классы неорганических соединений. Оксиды металлов и неметаллов. Номенклатура этих соединений. Химические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов.
15. Кислоты.Бескислородные и кислородные кислоты. Номенклатура (название кислот). Химические свойства кислот.
16. Соли как продукты взаимодействия кислот и оснований. Типы солей: средние (нормальные), кислые, основные, оксосоли, двойные, комплексные соли. Номенклатура солей. Химические свойства солей.
17. Бинарные соединения металлов и неметаллов. Степени окисления элементов в них. Номенклатура бинарных соединений.
18. Типы химических реакций: простые и сложные, гомогенные и гетерогенные, обратимые и необратимые.
20. Основные понятия химической кинетики. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных процессах.
22. Влияние температуры на скорость химической реакции. Энергия активации.
23. Химическое равновесие. Константа равновесия, ее зависимость от температуры. Возможность смещения равновесия химической реакции. Принцип Ле-Шателье.
1)Кислота – сильный электролит.
36. А) Стандартный водородный электрод. Кислородный электрод.
37. Уравнение Нернста для расчета электродных потенциалов электродных систем различных типов. Уравнение Нернста для водородного и кислородного электродов
3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.
I – величина тока
49. Кислотно-основной метод титрования.Расчеты по закону эквивалентов. Методика титрования. Мерная посуда в титриметрическом методе
13. Основные классы неорганических соединений . Оксиды металлов и неметаллов. Номенклатура этих соединений. Химические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов.Оксиды
– соединения элемента с
кислородом. Оксиды
не образующие кислот, оснований и солей
при обычных условиях, называются не
солеобразующими.
Солеобразующие
оксиды подразделяются на кислотные,
основные и амфотерные (обладающие
двойственными свойствами) . Неметаллы
образуют только кислотные оксиды,
металлы – все остальные и некоторые
кислотные. Основные
оксиды
- это сложные химические
вещества, относящиеся к окислам, которые
образуют соли при химической реакции
с кислотами или кислотными оксидами и
не реагируют с основаниями или основными
оксидами. Свойства:
1.
Взаимодействие с водой: Взаимодействие с водой с образованием
основания (или щёлочи) CaO+H2O
= Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести,
при этом выделяется большое количества
тепла!) 2.
Взаимодействие с кислотами: Взаимодействие с кислотой с образованием
соли и воды (раствор соли в воде) CaO+H2SO4
= CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4
известны всем под названием "гипс"). 3.
Взаимодействие с кислотными оксидами:
образование соли CaO+CO2=CaCO3 (Это
вещество известно всем - обычный мел!) Кислотные
оксиды
- это сложные химические
вещества, относящиеся к окислам, которые
образуют соли при химическом взаимодействии
с основаниями или основными оксидами
и не взаимодействуют с кислотными
оксидами. Свойства:
Химическая реакция с
водой
CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 -
это вещество - угольная кислота - одна
из слабых кислот, её добавляют в
газированную воду для "пузырьков"
газа. Реакция с щелочами
(основаниями):
CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O-
кальцинированная сода или стиральная
сода. Реакция с основными оксидами:
CO 2 +MgO=MgCO 3 -
получившая соль - карбонат магния - ещё
называется "горькая соль". Амфотерные
оксиды
- это сложные химические
вещества, также относящиеся к окислам,
которые образуют соли при химическом
взаимодействии и с кислотами (или
кислотными оксидами) и основаниями (или
основными оксидами). Наиболее частое
применение слово "амфотерный" в
нашем случае относится к оксидам
металлов. Свойства:
Химические
свойства амфотерных оксидов уникальны
тем, что они могут вступать в химические
реакции, соответствующие как основаниями
так и с кислотами. Например: Реакция с кислотным оксидом: ZnO+H2CO3
= ZnCO3 + H2O - Образовавшееся вещество -
раствор соли "карбоната цинка" в
воде. Реакция с основаниями: ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O -
полученное вещество - двойная соль
натрия и цинка. 14. Основания.Номенклатура оснований. Химические свойства оснований. Амфотерные основания, реакции их взаимодействия с кислотами и щелочами.Основаниями называются вещества, в
которых атомы металла связаны с
гидрокси-группами. Если вещество содержит гидрокси-группы
(ОН), которые могут отщепляться (подобно
отдельному "атому") в реакциях с
другими веществами, то такое вещество
является основанием. Свойства:
Взаимодействие с неметаллами: при нормальных условиях
гидроксиды не взаимодействуют с
большинством неметаллов, исключение -
взаимодействие щелочей с хлором Взаимодействие
с кислотными оксидами с образованием
солей: 2NaOH + SO 2 =
Na 2 SO 3 +
H 2 O Взаимодействие
с кислотами -реакция
нейтрализации:
с
образованием средних солей: 3NaOH + H3PO4 =
Na3PO4 + 3H2O условие
образования средней соли - избыток
щелочи; с
образованием кислых солей: NaOH + H3PO4 =
NaH2PO4 + H2O условие
образования кислой соли - избыток
кислоты; с
образованием основных солей: Cu(OH)2 + HCl =
Cu(OH)Cl + H2O условие
образования основной соли - избыток
основания. С солями
основания реагируют при выпадении
осадка в результате реакции, выделения
газа или образования малодиссоциирующего
вещества. Амфотерными
называются гидроксиды,
которые проявляют и основные и кислотные
свойства в зависимости от условий, т.е.
растворяются в кислотах и щелочах. Ко всем свойствам оснований добавляются
взаимодействие с основаниями.
Соль19 Соль
1. Металл + Неметалл.
В данное взаимодействие не вступают инертные газы. Чем выше электроотрицательность неметалла, тем с большим числом металлов он будет реагировать. Например, фтор реагирует со всеми металлами, а водород – только с активными. Чем левее в ряду активности металлов находится металл, тем с большим числом неметаллов он может реагировать. Например, золото реагирует только с фтором, литий – со всеми неметаллами.
2. Неметалл + неметалл.
При этом более электроотрицательный неметалл выступает окислителем, менее ЭО – восстановителем. Неметаллы с близкой электроотрицательностью плохо взаимодействуют между собой, например, взаимодействие фосфора с водородом и кремния с водородом практически не возможно, так как равновесие этих реакций смещено в сторону образования простых веществ. Не реагируют с неметаллами гелий, неон и аргон, остальные инертные газы в жестких условиях могут реагировать с фтором. Не взаимодействуют кислород с хлором, бромом и йодом. Со фтором кислород может реагировать при низких температурах.
3. Металл + кислотный оксид.
Металл восстанавливает неметалл из оксида. После этого избыток металла может реагировать с получившимся неметаллом. Например:
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Si (при недостатке магния)
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Mg 2 Si (при избытке магния)
4. Металл + кислота.
Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами с выделением водорода.
Исключение составляют кислоты – окислители (серная концентрированная и любая азотная), которые могут реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода, в реакциях не выделяется водород, а получается вода и продукт восстановления кислоты.
Нужно обратить внимание на то, что при взаимодействии металла с избытком многоосновной кислоты может получиться кислая соль: Mg +2H 3 PO 4 = Mg(H 2 PO 4) 2 + H 2 .
Если продуктом взаимодействия кислоты и металла является нерастворимая соль, то металл пассивируется, так как поверхность металла защищается нерастворимой солью от действия кислоты. Например, действие разбавленной серной кислоты на свинец, барий или кальций.
5. Металл + соль. В растворе
в данную реакцию вступают металл, стоящий в ряду напряжений правее магния, включая сам магний, но левее металла соли. Если металл активнее магния, то он реагирует не с солью, а с водой с образованием щелочи, которая в дальнейшем реагирует с солью. При этом исходная соль и получающаяся соль должны быть растворимыми. Нерастворимый продукт пассивирует металл.
Однако, из этого правила бывают исключения:
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;
2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Так как железо имеет промежуточную степень окисления, то его соль в высшей степени окисления легко восстанавливается до соли в промежуточной степени окисления, окисляя даже менее активные металлы.
В расплавах
ряд напряжений металлов не действует. Определить, возможна ли реакция между солью и металлом, можно только с помощью термодинамических расчетов. Например, натрий может вытеснить калий из расплава хлорида калия, так как калий более летучий: Na + KCl = NaCl + K (эту реакцию определяет энтропийный фактор). С другой стороны алюминий получали вытеснением из хлорида натрием: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Этот процесс экзотермический, его определяет энтальпийный фактор.
Возможен вариант, что соль при нагревании разлагается, и продукты ее разложения могут реагировать с металлом, например нитрат алюминия и железо. Нитрат алюминия разлагается при нагревании на оксид алюминия, оксид азота (IV) и кислород, кислород и оксид азота будут окислять железо:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Металл + основный оксид.
Также, как и в расплавах солей, возможность этих реакций определяется термодинамически. В качестве восстановителей часто используют алюминий, магний и натрий. Например: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (рубидий летучий, энтальпийный фактор).
7. Неметалл + основный оксид.
Здесь возможно два варианта: 1) неметалл – восстановитель (водород, углерод): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 .
8. Неметалл + основание.
Как правило, реакция идет между неметаллом и щелочью.Не все неметаллы могут реагировать с щелочами: нужно помнить, что в это взаимодействие вступают галогены (по-разному в зависимости от температуры), сера (при нагревании), кремний, фосфор.
2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (в горячем растворе)
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O
2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2
9. Неметалл+ кислотный оксид.
Здесь также возможно два варианта:
1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):
СО 2 + С = 2СО;
2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;
SiO 2 + C = CO 2 + Si. Если получившийся неметалл может реагировать с металлом, использованным в качестве восстановителя, то реакция пойдет дальше (при избытке углерода) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiС
2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):
2СO + O 2 = 2СО 2 .
СO + Cl 2 = СОCl 2 .
2NO + O 2 = 2NО 2 .
10. Кислотный оксид + основный оксид
. Реакция идёт, если получающаяся соль в принципе существует. Например, оксид алюминия может реагировать с серным ангидридом с образованием сульфата алюминия, но не может реагировать с углекислым газом, так как соответствующей соли не существует.
11. Вода + основный оксид
. Реакция возможна, если образуется щелочь, то есть растворимое основание (или мало растворимое, в случае кальция). Если основание нерастворимое или мало растворимое, то идёт обратная реакция разложения основания на оксид и воду.
12. Основный оксид + кислота
. Реакция возможна, если образующаяся соль существует. Если получающаяся соль нерастворима, то реакция может пассивироваться из-за перекрытия доступа кислоты к поверхности оксида. В случае избытка многоосновной кислоты возможно образование кислой соли.
13. Кислотный оксид + основание
. Как правило, реакция идет между щелочью и кислотным оксидом. Если кислотный оксид соответствует многоосновной кислоте, может получиться кислая соль: CO 2 + KOH = KHCO 3 .
Кислотные оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми основаниями.
Иногда с нерастворимыми основаниями реагируют оксиды, соответствующие слабым кислотам, при этом может получиться средняя или основная соль (как правило, получается менее растворимое вещество): 2Mg(OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.
14. Кислотный оксид + соль.
Реакция может идти в расплаве и в растворе. В расплаве менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий. В растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет оксид, соответствующий более слабой кислоте. Например, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , в прямом направлении эта реакция идет в расплаве, углекислый газ более летучий, чем оксид кремния; в обратном направлении реакция идет в растворе, угольная кислота сильнее кремниевой, к тому же оксид кремния выпадает в осадок.
Возможно соединение кислотного оксида с собственной солью, например, из хромата можно получить дихромат, и сульфата – дисульфат, из сульфита – дисульфит:
Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5
Для этого нужно взять кристаллическую соль и чистый оксид, или насыщенный раствор соли и избыток кислотного оксида.
В растворе соли могут реагировать с собственными кислотными оксидами с образованием кислых солей: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Вода + кислотный оксид
. Реакция возможна, если образуется растворимая или мало растворимая кислота. Если кислота нерастворимая или мало растворимая то идёт обратная реакция разложения кислоты на оксид и воду. Например, для серной кислоты характерна реакция получения из оксида и воды, реакция разложения практически не идёт, кремниевую кислоту нельзя получить из воды и оксида, но она легко разлагается на эти составляющие, а вот угольная и сернистая кислоты могут участвовать как в прямых, так и обратных реакциях.
16. Основание + кислота.
Реакция идет, если хотя бы одно из реагирующих веществ растворимо. В зависимости от соотношения реагентов могут получаться средние, кислые и основные соли.
17. Основание + соль.
Реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).
18. Соль + кислота.
Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).
Сильная кислота может реагировать с нерастворимыми солями слабых кислот (карбонатами, сульфидами, сульфитами, нитритами), при этом выделяется газообразный продукт.
Реакции между концентрированными кислотами и кристаллическими солями возможны, если при этом получается более летучая кислота: например, хлороводород можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия, бромоводород и йодоводород – действием ортофосфорной кислоты на соответствующие соли. Можно действовать кислотой на собственную соль для получения кислой соли, например: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba(HSO 4) 2 .
19. Соль + соль.
Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит.
Особо обратим внимание на те случаи, когда образуется соль, которая в таблице растворимости показана прочерком. Здесь возможны 2 варианта:
1) соль не существует, потому что необратимо гидролизуется
. Это большинство карбонатов, сульфитов, сульфидов, силикатов трехвалентных металлов, а так же некоторые соли двухвалентных металлов и аммония. Соли трехвалентных металлов гидролизуются до соответствующего основания и кислоты, а соли двухвалентных металлов – до менее растворимых основных солей.
Рассмотрим примеры:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3) 3
+ 6NaCl (1)
Fe 2 (CO 3) 3
+ 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3
H 2 CO 3
разлагается на воду и углекислый газ, вода в левой и правой части сокращается и получается: Fe 2 (CO 3) 3
+ 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2
(2)
Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III) и карбоната натрия: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl
CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3
+ Na 2 SO 4 (1)
Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:
2CuCO 3
+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2 (2)
Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат меди, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие сульфата (II) и карбоната натрия:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
2) Соль не существует за счёт внутримолекулярного окисления-восстановления
, таким солям относятся Fe 2 S 3 , FeI 3 , CuI 2 . Как только они получаются, тут же разлагаются: Fe 2 S 3 = 2FeS+ S; 2FeI 3 = 2FeI 2 +I 2 ; 2CuI 2 = 2CuI + I 2
Например; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),
но вместо FeI 3 нужно записать продукты его разложения: FeI 2 +I 2.
Тогда получится: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 +I 2 + 6KCl
Это не единственный вариант записи данной реакции, если йодид был в недостатке, то может получиться йод и хлорид железа (II):
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 +I 2 + 2KCl
В предложенной схеме ничего не сказано про амфотерные соединения
и соответствующие им простые вещества. На них мы обратим особое внимание. Итак, амфотерный оксид в данной схеме может занять место и кислотного и основного оксидов, амфотерный гидроксид – место кислоты и основания. Нужно помнить, что, выступая в качестве кислотных, амфотерные оксиды и гидроксиды образуют в безводной среде обычные соли, а в растворах – комплексные соли:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (сплавление)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (в растворе)
Простые вещества, соответствующие амфотерным оксидам и гидроксидам, реагируют с растворами щелочей с образованием комплексных солей и выделением водорода: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3Н 2
ЗАДАНИЕ
Обсудите возможность взаимодействия…
Это значит, что Вы должны решить:
1) возможна ли реакция;
2) если возможна, то при каких условиях (в растворе, в расплаве, при нагревании и т.п.), если не возможна, то почему;
3) могут ли получиться разные продукты при разных (каких) условиях.
После этого Вы должны записать все возможные реакции.
Например: 1. обсудите возможность взаимодействия магния с нитратом калия.
1) Реакция возможна
2) Она может происходить в расплаве (при нагревании)
3) В расплаве реакция возможна, так как нитрат разлагается с выделением кислорода, который окисляет магний.
KNO 3 + Mg = KNO 2 + MgO
2. обсудите возможность взаимодействия серной кислоты с хлоридом натрия.
1) Реакция возможна
2) Она может происходит между концентрированной кислотой и кристаллической солью
3) В качестве продукта может получаться сульфат натрия и гидросульфат натрия (в избытке кислоты, при нагревании)
H 2 SO 4 + NaCl = NaHSO 4 + HCl
H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl
Обсудите возможность протекания реакции между:
1. Ортофосфорной кислотой и гидроксидом калия;
2. Оксидом цинка и гидроксидом натрия;
3. Сульфитом калия и сульфатом железа (III);
4. Хлоридом меди (II) и йодидом калия;
5. Карбонатом кальция и оксидом алюминия;
6. Углекислым газа и карбонатом натрия;
7. Хлоридом железа (III) и сероводородом;
8. Магнием и сернистым газом;
9. Дихроматом калия и серной кислотой;
10. Натрием и серой.
Проведем небольшой анализ примеров С2
Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.
У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-
подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:
М 0 – 1 e → М +1
Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.
Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.
Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами
с кислородом
Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.
Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия
Na 2 O 2:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 ,
а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO 2:
Rb + O 2 = RbO 2
с галогенами
Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:
2Li + Br 2 = 2LiBr бромид лития
2Na + I 2 = 2NaI иодид натрия
2K + Cl 2 = 2KCl хлорид калия
с азотом
Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:
6Li + N 2 = 2Li 3 N нитрид лития
6K + N 2 = 2K 3 N нитрид калия
с фосфором
Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:
3Na + P = Na 3 Р фосфид натрия
3K + P = K 3 Р фосфид калия
с водородом
Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:
Н 2 + 2K = 2KН -1 гидрид калия
Н 2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия
с серой
Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:
S + 2K = K 2 S сульфид
калия
S + 2Na = Na 2 S сульфид натрия
Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами
с водой
Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:
2HOH + 2Na = 2NaOH + H 2
2K + 2HOH = 2KOH + H 2
Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.
с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):
2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10
2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5
со спиртами и фенолами
ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:
2CH 3 OH + 2К = 2CH 3 OК + H 2
метилат калия
2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2
фенолят натрия
|