Неорганические вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества делятся на металлы (K, Na, Li) и неметаллы (O, Cl, P). Сложные вещества делят на оксиды, гидроксиды (основания), соли и кислоты.
Оксиды
Оксиды - соединения химического элемента (металла или неметалла) с кислородом (степень окисления -2), при этом кислород связан с менее электроотрицательным элементом.
Выделяют:
1. Кислотные оксиды - оксиды, проявляющие кислотные свойства. Образованы неметаллами и кислородом. Примеры: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Амфотерные оксиды - оксиды, которые могут проявлять как основные, так и кислотные свойства (такое свойство называется амфотерность). Примеры: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Основные оксиды - оксиды металлов, при этом металлы проявляют степень окисления +1 или +2. Примеры: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Несолеобразующие оксиды - практически не вступают в реакции, не имеют соответствующих кислот и гидроксидов. Примеры: CO, NO.
Химические свойства основных оксидов
1. Взаимодействие с водой
В реакцию вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидроксиды которых образуют растворимое основание
основной оксид + вода → щелочь
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Взаимодействие с кислотой
основной оксид + кислота → соль + вода
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(изб) → 2NaHS + H2O
MgO(изб) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Взаимодействие с кислотными или амфотерными оксидами
основной оксид + кислотный/амфотерный оксид → соль
При этом металл, находящийся в основном оксиде, становится катионом, а кислотный/амфотерный оксид становится анионом (кислотным остатком). Реакции между твердыми оксидами идут при нагревании. Нерастворимые в воде основные оксиды не взаимодействуют с газообразными кислотными оксидами.
BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3
K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами
основной оксид + амфотерный гидроксид → соль + вода
Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
5. Разложение при температуре оксидов благородных металлов и ртути
2Ag2O (t)→ 4Ag + O2
2HgO (t)→ 2Hg + O2
6. Взаимодействие с углеродом (С) или водородом (Н2) при высокой температуре.
При восстановлении таким образом оксидов щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия выделяется не сам металл, а его карбид.
FeO + C (t)→ Fe + CO
3Fe2O3 + C (t)→ 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O
7. Активные металлы восстанавливают менее активные из их оксидов при высокой температуре
CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu
8. Кислород окисляет низшие оксиды в высшие.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов переходят в пероксиды
4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3
2BaO + O2 (t)→ 2BaO2
2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой
кислотный оксид + вода → кислота
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
У некоторых оксидов нет соответствующих кислот, в таком случае происходит реакция диспропорционирования
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl
В зависимости от количества присоединенных к P2O5 молекул воды образуются три разных кислоты - метафосфорная НРО3, пирофосфорная Н4Р2О7 или ортофосфорная Н3РО4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Оксид хрома соответствует двум кислотам - хромовой H2CrO4 и дихромовой H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Взаимодействие с основаниями
кислотный оксид + основание → соль + вода
Нерастворимые кислотные оксиды реагируют только при сплавлении, а растворимые - в обычных условиях.
SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O
При избытке оксида образуется кислая соль.
CO2(изб) + NaOH → NaHCO3
P2O5(изб) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(изб) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
При избытке основания образуется основная соль
CO2 + 2Mg(OH)2(изб) → (MgOH)2CO3 + H2O
Оксиды, которые не имеют соответствующих кислот, вступают в реакцию диспропорционирования и образуют при этом две соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 реагирует с некоторыми амфотерными гидроксидами (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), при этом образуется основная соль и вода.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с основным или амфотерным оксидом
кислотный оксид + основной/амфотерный оксид → соль
Реакции между твердыми оксидами идут при сплавлении. Амфотерные и нерастворимые в воде основные оксиды взаимодействуют только с твердыми и жидкими кислотными оксидами.
SiO2 + BaO (t)→ BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t)→ Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с солью
кислотный нелетучий оксид + соль (t)→ соль + кислотный летучий оксид
SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Кислотные оксиды не взаимодействуют с кислотами, но Р2О5 реагирует с безводными кислородсодержащими кислотами.
При этом образуется НРО3 и ангидрид соответствующей кислоты
P2O5 + 2HClO4(безводн) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3(безводн) → N2O5 + 2HPO3
6. Вступают в окислительно-восстановительные реакции.
1. Восстановление
При высокой температуре некоторые неметаллы могут восстанавливать оксиды.
CO2 + C (t)→ 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t)→ H2 + CO
Для восстановления неметаллов из их оксидов часто используют магнийтермию.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t)→ Si + 2MgO
N2O + Mg (t)→ N2 + MgO
2. Низшие оксиды превращаются в высшие при взаимодействии с озоном (или кислородом) при высокой температуре в присутствии катализатора
NO + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t)→ 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat)→ 2SO3
P2O3 + O2 (t)→ P2O5
2NO + O2 (t)→ 2NO2
2N2O3 + O2 (t)→ 2N2O4
3. Оксиды вступают и в другие окислительно-восстановительные реакции
SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t)→ 2NO + O2
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5
N2O + 2Cu (t)→ N2 + Cu2O
2NO + 4Cu (t)→ N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t)→ N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t)→ N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu (t)→ N2 + 5CuO
Химические свойства амфотерных оксидов
1. Не взаимодействуют с водой
амфотерный оксид + вода ≠
2. Взаимодействие с кислотами
амфотерный оксид + кислота → соль + вода
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль
Al2O3 + 6H3PO4(изб) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
При избытке оксида образуется основная соль
ZnO(изб) + HCl → Zn(OH)Cl
Двойные оксиды образуют две соли
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Взаимодействие с кислотным оксидом
амфотерный оксид + кислотный оксид → соль
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с щелочью
амфотерный оксид + щелочь → соль + вода
При сплавлении образуется средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль
ZnO + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Взаимодействие с основным оксидом
амфотерный оксид + основной оксид (t)→ соль
ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2
6. Взаимодействие с солями
амфотерный оксид + соль (t)→ соль + летучий кислотный оксид
Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей
Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2
Химические свойства оснований
Основания - вещества, в состав которых входит катион металла и гидроксид-анион. Основания бывают растворимыми (щелочи - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и нерастворимыми (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Растворимое основание + индикатор → изменение цвета
При добавлении индикатора в раствор основания его цвет меняется:
Бесцветный фенолфталеин - малиновый
Фиолетовый лакмус - синий
Метилоранж - желтый
2. Взаимодействие с кислотой (реакция нейтрализации)
основание + кислота → соль + вода
По реакции могут быть получены средние, кислые или основные соли. При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль, при избытке многокислотного основания - основная соль.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с кислотными оксидами
основание + кислотный оксид → соль + вода
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Взаимодействие щелочи с амфотерным гидроксидом
щелочь + амфотерный гидроксид → соль + вода
В данной реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. При реакции в расплаве получается средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль. Гидроксиды железа (III) и хрома (III) растворяются только в концентрированных растворах щелочей.
2KOH(тв) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(конц) + Fe(OH)3 → Na3
5. Взаимодействие с амфотерным оксидом
щелочь + амфотерный оксид → соль + вода
2NaOH(тв) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Взаимодействие с солью
Между основанием и солью происходит реакция ионного обмена. Она идет только при выпадении осадка или при выделении газа (при образовании NH4OH).
А. Взаимодействие растворимого основания и растворимой кислой соли
растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода
Если соль и основание образованы разными катионами, то образуются две средние соли. В случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Взаимодействие растворимого основания с растворимой средней или основной солью.
Возможно несколько вариантов развития событий
растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание
→ соль + нерастворимое основание↓
→ соль + слабый электролит NH4OH
→ реакция не идет
Реакции идут между растворимыми основаниями и средней солью только в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH
NaOH + KCl ≠ реакция не идет
Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль
При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не их гидроксиды, которые растворяются при 25С, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
7. Разложение при температуре
основный гидроксид (t)→ оксид + вода
Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O
NaOH (t)≠
Некоторые основания (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) разлагаются даже при комнатной температуре
LiOH (t)→ Li2O + H2O
NH4OH (25C)→ NH3 + H2O
8. Взаимодействие щелочи и переходного металла
щелочь + переходный металл → соль + Н2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Взаимодействие с неметаллами
Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. При этом часто в результате диспропорционирования образуются две соли.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH (t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(конц) → KCl + KClO + H2O (для Br, I)
3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (для Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(разб) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Гидроксиды, обладающие восстановительными свойствами, способны окисляться кислородом
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Химические свойства кислот
1. Изменение цвета индикатора
растворимая кислота + индикатор → изменение цвета
Фиолетовый лакмус и метилоранж окрашиваются в красный, фенолфталеин становится прозрачным
2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)
кислота + основание → соль + вода
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с основным оксидом
кислота + основный оксид → соль + вода
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами с образованием средних, кислых или основных солей
кислота + амфотерный гидроксид → соль + вода
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Взаимодействие с амфотерными оксидами
кислота + амфотерный оксид → соль + вода
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Взаимодействие с солями
Общая схема реакции: кислота + соль → соль + кислота
Происходит реакция ионного обмена, которая идет до конца только в случае образования газа или выпадения осадка.
Например: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
А. Взаимодействие с солью более летучей или слабой кислоты с образованием газа
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Взаимодействие сильной кислоты и соли сильной или средней кислоты с образованием нерастворимой соли
сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль + кислота
Нелетучая ортофосфорная кислота вытесняет сильные, но летучие соляную и азотную кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли
В. Взаимодействие кислоты с основной солью этой же кислоты
кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Взаимодействие многоосновной кислоты с средней или кислой солью этой же кислоты с образованием кислой соли этой же кислоты, содержащей большее число атомов водорода
многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
Д. Взаимодействие сероводородной кислоты с солями Ag, Cu, Pb, Cd, Hg с образованием нерастворимого сульфида
кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Взаимодействие кислоты со средней или комплексной солью с амфотерным металлом в анионе
а) в случае недостатка кислоты образуется средняя соль и амфотерный гидроксид
кислота + средняя/комплексная соль в амфотерным металлом в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид
б) в случае избытка кислоты образуются две средние соли и вода
кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным металлом в анионе → средняя соль + средняя соль + вода
Ж. В некоторых случаях кислоты с солями вступают в окислительно-восстановительные реакции или реакции комплексообразования:
H2SO4(конц) и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4(конц) и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ +)
HNO3 разб/конц и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe³ +)
HNO3 разб/конц и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾)
HClконц и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты Cl2 и Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с твердой солью
Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их твердых солей
7. Взаимодействие кислоты с металлом
А. Взаимодействие кислоты с металлами, стоящими в ряду до или после водорода
кислота + металл до Н2 → сель металла в минимальной степени окисления + Н2
Fe + H2SO4(разб) → FeSO4 + H2
кислота + металл после Н2 ≠ реакция не идет
Cu + H2SO4(разб) ≠
Б. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
H2SO4(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
H2SO4(конц) + щелочной/щелочноземельный металл и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (в зависимости от условий) + сульфат металла в максимальной степени окисления + Н2О
Zn + 2H2SO4(конц) (t1)→ ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(конц) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(конц) + остальные металлы → SO2 + сульфат металла в максимальной степени окисления + H2O
Cu + 2H2SO4(конц) (t)→ CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(конц) (t)→ Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
В. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами
HNO3(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакция не идет
HNO3(конц) + Pt ≠
HNO3(конц) + металл щелочной/щелочноземельный → N2O + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
4Ba + 10HNO3(конц) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(конц) + остальные металлы при температуре → NO2 + нитрат металла в максbмальной степени окисления + H2O
Ag + 2HNO3(конц) → AgNO3 + NO2 + H2O
С Fe, Co, Ni, Cr и Al взаимодействует только при нагревании, так как при обычных условиях эти металлы азотной кислотой пассивируются - становятся химически стойкими
Г. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с металлами
HNO3(разб) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
Очень пассивные металлы (Au, Pt) могут быть растворены царской водкой - смесью одного объема концентрированной азотной кислоты с тремя объемами концентрированной соляной кислоты. Окислителем в ней является атомарный хлор, отщепляющийся от хлорида нитрозила, который образуется в результате реакции: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(разб) + металл щелочной/щелочноземельный → NH3(NH4NO3) + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
NH3 превращается в NH4NO3 в избытке азотной кислоты
4Ca + 10HNO3(разб) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл в ряду напряжений до Н2 → NO/N2O/N2/NH3 (в зависимости от условий) + нитрат металла в максимальной степени окисления + Н2О
С остальными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода и неметаллами, HNO3(разб) образует соль, воду и, в основном NO, но, может, в зависимости от условий и N2O, и N2, и NH3/NH4NO3 (чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота в выделяющемся газообразной продукте)
3Zn + 8HNO3(разб) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(разб) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(разб) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3(оч.разб) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл после Н2 → NO + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
С малоактивными металлами, стоящими после Н2, HNO3разб образует соль, воду и NO
3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Разложение кислот при температуре
кислота (t)→ оксид + вода
H2CO3 (t)→ CO2 + H2O
H2SO3 (t)→ SO2 + H2O
H2SiO3 (t)→ SiO2 + H2O
2H3PO4 (t)→ H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t)→ 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t)→ 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t)→ HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t)→ NO2 + NO + H2O
3HCl (t)→ 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t)→ 3H3PO4 + PH3
9. Взаимодействие кислоты с неметаллами (окислительно-восстановительная реакция). При этом неметалл окисляется до соответствующей кислоты, а кислота восстанавливается до газообразного оксида: H2SO4(конц) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) - до NO.
S + 2HNO3(разб) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(конц) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(конц) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(конц) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(конц) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + Г2 → 2HГ + S↓ (кроме F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (кроме F2)
2H2S(водн) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (горение)
2H2S + O2(недост) → 2H2O + 2S↓
Более активные галогены вытесняют менее активные из кислот НГ (исключение: F2 реагирует с водой, а не с кислотой)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Окислительно-восстановительные реакции между кислотами
H2SO4(конц) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(конц) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(конц) + HCl ≠
H2SO4(конц) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(конц) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(конц) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(конц) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(конц) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(конц) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. Взаимодействие с основным оксидом
амфотерный гидроксид + основной оксид → соль + вода
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Взаимодействие с амфотерным или кислотным оксидом
амфотерный гидроксид + амфотерный/кислотный оксид ≠ реакция не идет
Некоторые амфотерные оксиды (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) реагируют с кислотным оксидом СО2 с образованием осадков основных солей и воды
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с щелочью
амфотерный гидроксид + щелочь → соль + вода
Zn(OH)2 + 2KOH(тв) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Не взаимодействуют с нерастворимыми основаниями или амфотерными гидроксидами
амфотерный гидроксид + нерастворимое основание/амфотерный гидроксид ≠ реакция не идет
5. Взаимодействие с кислотами
амфотерный гидроксид + кислота → соль + вода
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Не реагируют с солями
амфотерный гидроксид + соль ≠ реакция не идет
7. Не реагируют с металлами/неметаллами (простыми веществами)
амфотерный гидроксид + металл/неметалл ≠ реакция не идет
8. Термическое разложение
амфотерный гидроксид (t)→ амфотерный оксид + вода
2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O
Общие сведения о солях
Представим, что у нас есть кислота и щелочь, проведем между ними реакцию нейтрализации и получим кислоту и соль.
NaOH + HCl → NaCl (хлорид натрия) + H2O
Получается, что соль состоит из катиона металла и аниона кислотного остатка.
Соли бывают:
1. Кислые (с одним или двумя катионами водорода (то есть имеют кислую (или слабо-кислую) среду) - KHCO3, NaHSO3).
2. Средние (имею катион металла и анион кислотного остатка, среду надо определять при помощи рН-метра - BaSO4, AgNO3).
3. Основные (имеют гидроксид-ион, то есть щелочную (или слабо-щелочную) среду - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Также существуют двойные соли, образующие при диссоциации катионы двух металлов (K).
Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами с высокими температурами плавления. Большинство солей белого цвета (KNO3, NaCl, BaSO4 и др.). Некоторые соли имеют окраску (K2Cr2O7 - оранжевого цвета, K2CrO4 - желтого, NiSO4 - зеленого, CoCl3 - розового, CuS - черного). По растворимости их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Кислые соли, как правило, лучше растворимы в воде, чем соответствующие средние, а основные - хуже.
Химические свойства солей
1. Соль + вода
При растворении многих солей в воде происходит их частичное или полное разложение - гидролиз . Некоторые соли образуют кристаллогидраты. При растворении в воде средних солей, содержащих амфотерный металл в анионе, образуются комплексные соли.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Соль + Основной оксид ≠ реакция не идет
3. Соль + амфотерный оксид → (t) кислотный летучий оксид + соль
Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Соль + кислотный нелетучий оксид → кислотный летучий оксид + соль
Нелетучие кислотные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Соль + основание → основание + соль
Реакции между солями о основаниями являются реакциями ионного обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в растворах (и соль и основание должны быть растворимыми) и только при условии, что в результате обмена образуется осадок или слабый электролит (Н2О/NH4OH); газообразные продукты в этих реакциях не образуются.
А. Растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода
Если соль и основание образованные разными катионами, то образуются две средние соли; в случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + нерастворимое основание↓
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + слабый электролит NH4OH
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → реакция не идет
Реакция между растворимыми основаниями и средней/основной солью идет только в том случае, если в результате обмена ионами образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль.
NaOH(недост) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Соль + амфотерны гидроксид → реакция не идет
7. Соль + кислота → кислота + соль
В основном. реакции кислот с солями - реакции ионного обмена, поэтому они протекают в растворах и только в том случае, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая и летучая кислота.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
А. Кислота1 + соль более летучей/слабой кислоты2 → соль кислоты1 + более летучая/слабая кислота2
Кислоты взаимодействуют с растворами солей более слабых или летучих кислот. Независимо от состава соли (средняя, кислая, основная), как правило, образуется средняя соль и более слабая летучая кислота.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль↓ + кислота
Сильные кислоты взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если при этом образуется нерастворимая соль. Нелетучая Н3РО4 (кислота средней силы) вытесняет сильные, но летучие соляную НСl и азотную HNO3 кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
В. Кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода
При действии кислоты на основную соль этой же кислоты образуется средняя соль и вода.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1
При действии многоосновной кислоты на среднюю соль этой же кислоты образуется кислая соль, а при действии на кислую соль образуется кислая соль, содержащая большее число атомов водорода.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
Д. Кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота
Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет даже сильные кислоты из растворов солей Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образуя с ними осадки сульфидов, нерастворимые не только в воде, но и в образующейся кислоте.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным Ме в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид↓
→ средняя соль + средняя соль + Н2О
При действии кислоты на среднюю или комплексную соль с амфотерным металлом в анионе, соль разрушается и образуется:
а) в случае недостатка кислоты - средняя соль и амфотерный гидроксид
б) в случае избытка кислоты - две средние соли и вода
2HCl(нед) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(нед) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(изб) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(изб) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Следует иметь ввиду, что в ряде случаев между кислотами и солями протекают ОВР или реакции комплексообразования. Так, в ОВР вступают:
H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4 конц. и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ + )
HNO3 разб./конц. и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe 3 + )
HNO3 разб./конц. и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и сульфат/сера или сульфат)
HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты хлор (газ) и Mn² + /Cr³ + /Cl‾.
Ж. Реакция протекает без растворителя
Серная кислота конц. + соль (тв.) → соль кислая/средняя + кислая
Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их сухих солей. Чаще всего используется взаимодействие концентрированной серной кислоты с сухими солями сильных и слабых кислот, при этом образуется кислота и кислая или средняя соль.
H2SO4(конц) + NaCl(тв) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(конц) + KNO3(тв) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(конц) + CaCO3(тв) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Растворимая соль + растворимая соль → нерастворимая соль↓ + соль
Реакции между солями являются реакциями обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в том случае, если:
а) обе соли растворимы в воде и взяты в виде растворов
б) в результате реакции образуется осадок или слабый электролит (последний - очень редко).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Если одна из исходных солей нерастворима, реакция идет лишь тогда, когда в результате ее образуется еще более неарстворимая соль. Критерием "нерастворимости" служит величина ПР (произведение растворимости), однако, поскольку ее изучение выходит за рамки школьного курса, случаи, когда одна из солей-реагентов нерастворима, далее не рассматриваются.
Если в реакции обмена образуется соль, полностью разлагающаяся в результате гидролиза (в таблице растворимости на месте таких солей стоят прочерки), то продуктами реакции становятся продукты гидролиза этой соли.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Средние соли иногда взаимодействуют друг с другом с образованием комплексных солей. Между солями возможны ОВР. Некоторые соли взаимодействуют при сплавлении.
9. Соль менее активного металла + металл более активный → металл менее активный↓ + соль
Более активный металл вытесняет менее активный металл (стоящий правее в ряду напряжения) из раствора его соли, при этом образуется новая соль, а менее активный металл выделяется в свободном виде (оседает на пластинке активного металла). Исключение - щелочные и щелочноземельные металлы в растворе взаимодействуют с водой.
Соли, обладающие окислительными свойствами, в растворе вступают с металлами и в другие окислительно-восстановительные реакции.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Металлы могут вытеснять друг друга и из расплавов солей (реакция осуществляется без доступа воздуха). При этом надо помнить, что:
а) при плавлении многие соли разлагаются
б) ряд напряжения металлов определяет относительную активность металлов только в водных растворах (так, например, Аl в водных растворах менее активен, чем щелочноземельные металлы, а в расплавах - более активен)
K + AlCl3(распл) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(распл) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(распл) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Соль + неметалл
Реакции солей с неметаллами немногочисленны. Это окислительно-восстановительные реакции.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Более активные галогены вытесняют менее активные из растворов солей галогеноводородных кислот. Исключение - молекулярный фтор, который в растворах реагирует не с солью, а с водой.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (такая же реакция характерна и для йода)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Разложение солей.
Соль →(t) продукты термического разложения
1. Соли азотной кислоты
Продукты термического разложения нитратов зависят от положения катиона металла в ряду напряжений металлов.
MeNO3 → (t) (для Me левее Mg (исключая Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (для Me от Mg до Cu, а также Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (для Me правее Cu) Me + NO2 + O2
(при термическом разложении нитрата железа (II)/хрома (II) образуется оксид железа (III)/ хрома (III).
2. Соли аммония
Все соли аммония при прокаливании разлагаются. Чаще всего при этом выделяется аммиак NH3 и кислота или продукты ее разложения.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t) 3NH3 + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t) 2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Иногда соли аммония, содержащие анионы - окислители, разлагаются при нагревании с выделением N2, NO или N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t) N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 →(t) N2O + 2H2O
2NH4NO3 →(t) N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 →(t) N2 + 2H2O
2NH4MnO4 →(t) N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Соли угольной кислоты
Почти все карбонаты разлагаются до оксида металла и СО2. Карбонаты щелочных металлов кроме лития не разлагаются при нагревании. Карбонаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Все гидрокарбонаты разлагаются до соответствующего карбоната.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Соли сернистой кислоты
Сульфиты при нагревании диспропорционируют, образуя сульфид и сульфат. Образующийся при разложении (NH4)2SO3 сульфид (NH4)2S сразу же разлагается на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Гидросульфиты разлагаются до сульфитов, SO2 и H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Соли серной кислоты
Многие сульфаты при t > 700-800 С разлагаются до оксида металла и SO3, который при такой температуре разлагается до SO2 и О2. Сульфаты щелочных металлов термостойки. Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла. Гидросульфаты разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Комплексные соли
Гидроксокомплексы амфотерных металлов разлагаются в основном на среднюю соль и воду.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Основные соли
Многие основные соли при нагревании разлагаются. Основные соли бесислородных кислот разлагаются на воду и оксосоли
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Основные соли кислородсодержащих кислот разлагаются на оксид металла и продукты термического разложения соответствующей кислоты.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2
8. Примеры термического разложения других солей
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t) Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Большая часть представленного материала взята из пособия Дерябиной Н.Е. "Химия. Основные классы неорганических веществ". ИПО "У Никитских ворот" Москва 2011.
Химия подготовка к ЗНО и ДПА
Комплексное издание
ЧАСТЬ И
ОБЩАЯ ХИМИЯ
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
ГАЛОГЕНЫ
Простые вещества
Химические свойства Фтора
Фтор - сильнейший окислитель в природе. Непосредственно он не реагирует только с гелием, неоном и аргоном.
Под время реакции с металлами образуются фториды, соединения ионного типа:
Фтор энергично реагирует со многими неметаллами, даже с некоторыми инертными газами:
Химические свойства Хлора. Взаимодействие со сложными веществами
Хлор является более сильным окисником, чем бром или йод, поэтому хлор вытесняет тяжелые галогены из их солей:
Растворяясь в воде, хлор частично реагирует с ней, в результате чего образуются две кислоты: хлоридная и гіпохлоритна. При этом один атом Хлора повышает степень окисления, а другой атом - снижает. Такие реакции называют реакциями диспропорціонування. Реакции диспропорціонування - это реакции самовосстановления-самоокиснення, т.е. реакции, при которых один элемент проявляет свойства и окисника, и восстановителя. При диспропорціонуванні одновременно образуются соединения, в которых элемент находится в более окисленном и восстановленном состоянии по сравнению с первобытным. Степень окисления атома Хлора в молекуле гипохлоритной кислоты равен +1:
Аналогично протекает взаимодействие хлора с растворами щелочей. При этом образуются две соли: хлорид и гипохлорит.
Хлор вступает во взаимодействие с различными оксидами:
Хлор окисляет некоторые соли, в которых металл находится не в максимальной степени окисления:
Молекулярный хлор реагирует со многими органическими соединениями. В присутствии феррум(III) хлорида как катализатора хлор реагирует с бензолом с образованием хлорбензола, а при облучении светом в результате этой же реакции образуется гексахлорциклогексан:
Химические свойства брома и йода
Обе вещества реагируют с водородом, фтором и щелочами:
Йод окисляют различные сильные окислители:
Методы добыча простых веществ
Извлечения фтора
Поскольку фтор является сильнейшим химическим окисником, то выделить его с помощью химических реакций из соединений в свободном виде невозможно, а потому фтор добывают физико-химическим методом - электролизом.
Для извлечения фтора используют расплав калий фторида и никелевые электроды. Никель используют благодаря тому, что поверхность металла пассивируется фтором вследствие образования нерастворимого
NiF 2 , следовательно, сами электроды не разрушаются под действием вещества, которое на них выделяется:Добывания хлора
Хлор в промышленных масштабах добывают электролизом раствора натрий хлорида. В результате этого процесса добывают также натрий гидроксид:
В небольших количествах хлор добывают окисненням раствора хлороводорода различными методами:
Хлор - очень важный продукт химической промышленности.
Его мировое производство составляет миллионы тонн.
Извлечения брома и йода
Для промышленного использования бром и йод добывают при окислении бромидов и йодидов, соответственно. Для окисления чаще всего используют молекулярный хлор, концентрированную сульфатную кислоту или манган диоксид:
Фтор и некоторые его соединения используют как окислитель ракетного топлива. Большие количества фтора используют для добывания различных хладагентов (фреонов) и некоторых полимеров, которым свойственна химическая и термическая стойкость (тефлон и некоторые другие). Фтор применяют в ядерной технике для разделения изотопов урана.
Большое часть хлора используют для получения соляной кислоты, а также как окислитель для добывания других галогенов. В промышленности его используют для отбеливания тканей и бумаги. В больших количествах, чем фтор, его применяют для производства полимеров (ПВХ и других) и хладагентов. По помощью хлора дезинфицируют питьевую воду. Он также нужен для добывания некоторых растворителей, таких как хлороформ, хлористый метилен, тетрахлорметан. А еще его используют для производства многих веществ, например хлората калия (бертолетовой соли), хлорной извести и многих других соединений, содержащих атомы Хлора.
Бром и йод применяют в промышленности не в таких масштабах, как хлор или фтор, однако с каждым годом использование этих веществ увеличивается. Бром используют в производстве различных медицинских препаратов успокаивающего действия. Йод используют при изготовлении антисептических препаратов. Соединения Брома и Йода широко применяют при количественном анализе веществ. С помощью йода очищают некоторые металлы (этот процесс называют йодным рафинированием), например титан, ванадий и другие.
Химические свойства основных классов неорганических соединений
Кислотные оксиды
- Кислотный оксид + вода = кислота (исключение - SiO 2)
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4 - Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Кислотный оксид + основный оксид = соль
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3Основные оксиды
- Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH - Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Основный оксид + кислотный оксид = соль
MgO + CO 2 = MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3Амфотерные оксиды
- Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O - Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 )
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Правильнее: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na) - Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
ZnO + CO 2 = ZnCO 3 - Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)
ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2) 2Кислоты
- Кислота + основный оксид = соль + вода
2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O - Кислота + амфотерный оксид = соль + вода
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O - Кислота + основание = соль + вода
H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O - Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O - Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты
2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3 - Кислота + металл (находящийся в ряду напряжений левее водорода) = соль + водород
2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 (разб.) + Fe = FeSO 4 + H 2
Важно: кислоты-окислители (HNO 3 , конц. H 2 SO 4) реагируют с металлами по-другому.
Амфотерные гидроксиды
- Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O - Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O - Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Al(OH) 3 + NaOH = Na
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3Щелочи
- Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O
2NaOH + CO 2 = Na 2 СO 3 + H 2 O - Щелочь + кислота = соль + вода
3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
Bа(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O - Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2 ) - Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
NaOH + Al(OH) 3 = Na - Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль
Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
3KOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3KCl - Щелочь + металл (Al, Zn) + вода = соль + водород
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2Соли
- Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3) - Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl - Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3 - Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.Возможно, вам также будут интересны другие разделы справочника по химии:
- Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
- Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
- Кислота + основный оксид = соль + вода
- Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
- Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
Элементарными частицами физической материи на нашей планете являются атомы. В свободном виде они могут существовать только при очень высоких температурах. В обычных условиях элементарные частицы стремятся к объединению между собой при помощи химических связей: ионной, металлической, ковалентной полярной или неполярной. Таким способом образуются вещества, примеры которых мы и рассмотрим в нашей статье.
Простые вещества
Процессы взаимодействия между собой атомов одного и того же химического элемента заканчиваются образованием химических веществ, называемых простыми. Так, уголь образован только атомами углерода, газ водород - атомами гидрогена, а жидкая ртуть состоит из частиц ртути. Понятие простое вещество не нужно отождествлять с понятием химического элемента. Например, углекислый газ состоит не из простых веществ углерода и кислорода, а из элементов карбона и оксигена. Условно соединения, состоящие из атомов одного и того же элемента, можно разделить на металлы и неметаллы. Рассмотрим некоторые примеры химических свойств таких простых веществ.
Металлы
Исходя из положения металлического элемента в периодической системе, можно выделить следующие группы: активные металлы, элементы главных подгрупп третьей - восьмой групп, металлы побочных подгрупп четвертой - седьмой групп, а также лантаноиды и актиноиды. Металлы - простые вещества, примеры которых мы приведем далее, имеют следующие общие свойства: тепло- и электропроводность, металлический блеск, пластичность и ковкость. Такие характеристики присущи железу, алюминию, меди и другим. С увеличением порядкового номера в периодах возрастают температуры кипения, плавления, а также твердость металлических элементов. Это объясняется сжатием их атомов, то есть уменьшением радиуса, а также накоплением электронов. Все параметры металлов обусловлены внутренним строением кристаллической решетки данных соединений. Ниже рассмотрим химические реакции, а также приведем примеры свойств веществ, относящихся к металлам.
Особенности химических реакций
Все металлы, имеющие степень окисления 0, проявляют только свойства восстановителей. Щелочные и щелочноземельные элементы взаимодействуют с водой с образованием химически агрессивных оснований - щелочей:
- 2Na+2H 2 0=2NaOH+H 2
Типичная реакция металлов - окисление. В результате соединения с атомами кислорода, возникают вещества класса оксидов:
- Zn+O 2 =ZnO
Это бинарные соединения, относящиеся к сложным веществам. Примерами основных окислов являются оксиды натрия Na 2 O, меди CuO, кальция CaO. Они способны ко взаимодействию с кислотами, в результате в продуктах обнаруживается соль и вода:
- MgO+2HCl=MgCl 2 +H 2 O
Вещества классов кислот, оснований, солей относятся к сложным соединениям и проявляют разнообразные химические свойства. Например, между гидроксидами и кислотами происходит реакция нейтрализации, приводящая к появлению соли и воды. Состав солей будет зависеть от концентрации реагентов: так, при избытке в реагирующей смеси кислоты, получаются кислые соли, например, NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия, а высокая концентрация щелочи вызывает образование основных солей, таких как Al(OH) 2 Cl - дигидроксохлорид алюминия.
Неметаллы
Наиболее важные неметаллические элементы находятся в подгруппах азота, карбона, а также относятся к группам галогенов и халькогенов периодической системы. Приведем примеры веществ, относящихся к неметаллам: это сера, кислород, азот, хлор. Все их физические особенности противоположны свойствам металлов. Они не проводят электрический ток, плохо пропускают тепловые лучи, имеют низкую твердость. Взаимодействуя с кислородом, неметаллы образуют сложные соединения - кислотные оксиды. Последние, реагируя с кислотами, дают кислоты:
- H 2 O+CO 2 → H 2 CO 3
Типичная реакция, характерная для кислотных окислов - это взаимодействие со щелочами, приводящее к появлению соли и воды.
Химическая активность неметаллов в периоде усиливается, это связано с увеличением способности их атомов притягивать электроны от других химических элементов. В группах наблюдаем обратное явление: неметаллические свойства ослабевают вследствие раздувания объема атома за счет добавления новых энергетических уровней.
Итак, мы рассмотрели виды химических веществ, примеры, иллюстрирующие их свойства, положение в периодической системе.
Общие свойства металлов.
Наличие слабо связанных с ядром валентных электронов обуславливает общие химические свойства металлов. В химических реакциях они всегда выступают в роли восстановителя, простые вещества металлы никогда не проявляют окислительных свойств.
Получение металлов:
- восстановление из оксидов углеродом (С), угарным газом (СО), водородом (Н2) или более активным металлом (Al, Ca, Mg);
- восстановление из растворов солей более активным металлом;
- электролиз растворов или расплавов соединений металлов - восстановление наиболее активных металлов (щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия) с помощью электрического тока.
В природе металлы встречаются преимущественно в виде соединений, только малоактивные металлы встречаются в виде простых веществ (самородные металлы).
Химические свойства металлов.
1. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами:
Большинство металлов могут быть окислены такими неметаллами как галогены, кислород, сера, азот. Но для начала большинства таких реакций требуется предварительное нагревание. В дальнейшем реакция может идти с выделением большого количества тепла, что приводит к воспламенению металла.
При комнатной температуре возможны реакции только между самыми активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и самыми активными неметаллами (галогенами, кислородом). Щелочные металлы (Na, K) в реакции с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2).
а) взаимодействие металлов с водой.
При комнатной температуре с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. В результате реакции замещения образуются щёлочь (растворимое основание) и водород: Металл + Н2О = Ме(ОН) + Н2
При нагревании с водой взаимодействуют остальные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода. Магний реагирует с кипящей водой, алюминий - после специальной обработки поверхности, в результате образуются нерастворимые основания - гидроксид магния или гидроксид алюминия - и выделяется водород. Металлы, находящиеся в ряду активности от цинка (включительно) до свинца (включительно) взаимодействуют с парами воды (т.е. выше 100 С), при этом образуются оксиды соответствующих металлов и водород.
Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с водой не взаимодействуют.
б) взаимодействие с оксидами:
активные металлы взаимодействуют по реакции замещения с оксидами других металлов или неметаллов, восстанавливая их до простых веществ.
в) взаимодействие с кислотами:
Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, вступают в реакцию с кислотами с выделением водорода и образованием соответствующей соли. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с растворами кислот не взаимодействуют.
Особое место занимают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Все металлы, кроме благородных (золото, платина), могут быть окислены этими кислотами-окислителями. В результате этих реакций всегда будут образовываться соответствующие соли, вода и продукт восстановления азота или серы соответственно.
г) с щелочами
Металлы, образующие амфотерные соединения (алюминий, бериллий, цинк), способны реагировать с расплавами (при этом образуются средние соли алюминаты, бериллаты или цинкаты) или растворами щелочей (при этом образуются соответствующие комплексные соли). Во всех реакциях будет выделяться водород.
д) В соответствии с положением металла в ряду активности возможны реакции восстановления (вытеснения) менее активного металла из раствора его соли другим более активным металлом. В результате реакции образуется соль более активного и простое вещество - менее активный металл.
Общие свойства неметаллов.
Неметаллов намного меньше, чем металлов (22 элемента). Однако химия неметаллов гораздо сложнее за счёт большей заполненности внешнего энергетического уровня их атомов.
Физические свойства неметаллов более разнообразны: среди них есть газообразные (фтор, хлор, кислород, азот, водород), жидкости (бром) и твёрдые вещества, сильно отличающиеся друг от друга по температуре плавления. Большинство неметаллов не проводят электрический ток, но кремний, графит, германий обладают полупроводниковыми свойствами.
Газообразные, жидкие и некоторые твёрдые неметаллы (йод) имеют молекулярное строение кристаллической решётки, остальные неметаллы обладают атомной кристаллической решёткой.
Фтор, хлор, бром, йод, кислород, азот и водород в обычных условиях существуют в виде двухатомных молекул.
Многие элементы-неметаллы образуют несколько аллотропных модификаций простых веществ. Так кислород имеет две аллотропные модификации - кислород О2 и озон О3, сера имеет три аллотропные модификации - ромбическую, пластическую и моноклинную серу, фосфор имеет три аллотропные модификации - красный, белый и чёрный фосфор, углерод - шесть аллотропных модификаций - сажа, графит, алмаз, карбин, фуллерен, графен.
В отличие от металлов, проявляющих только восстановительные свойства, неметаллы в реакциях с простыми и сложными веществами могут выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя. Согласно своей активности неметаллы занимают определённое место в ряду электроотрицательности. Самым активным неметаллом считается фтор. Он проявляет только окислительные свойства. На втором месте по активности - кислород, на третьем - азот, далее галогены и остальные неметаллы. Наименьшей электроотрицательностью среди неметаллов обладает водород.
Химические свойства неметаллов.
1. Взаимодействие с простыми веществами:
Неметаллы взаимодействуют с металлами. В таких реакция металлы выступают в роли восстановителя, неметаллы - в роли окислителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения - оксиды, пероксиды, нитриды, гидриды, соли бескислородных кислот.
В реакциях неметаллов между собой более электроотрицательный неметалл проявляет свойства окислителя, менее электроотрицательный - свойства восстановителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения. Необходимо помнить, что неметаллы могут проявлять переменные степени окисления в своих соединениях.
2. Взаимодействие со сложными веществами:
а) с водой:
В обычных условиях с водой взаимодействуют только галогены.
б) с оксидами металлов и неметаллов:
Многие неметаллы могут реагировать при высоких температурах с оксидами других неметаллов, восстанавливая их до простых веществ. Неметаллы, стоящие в ряду электроотрицательности левее серы, могут взаимодействовать и с оксидами металлов, восстанавливая металлы до простых веществ.
в) с кислотами:
Некоторые неметаллы могут быть окислены концентрированными серной или азотной кислотами.
г) со щелочами:
Под действием щелочей некоторые неметаллы могут подвергаться дисмутации, являясь одновременно и окислителем и восстановителем.
Например в реакции галогенов с растворами щелочей без нагревания: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) с солями:
При взаимодействии, являющимися сильными окислителями, проявляют восстановительные свойства.
Галогены (кроме фтора) вступают в реакции замещения с растворами солей галогеноводородных кислот: более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный галоген.
