Неорганичните вещества са прости и сложни. Простите вещества се делят на метали (K, Na, Li) и неметали (O, Cl, P). Сложните вещества се делят на оксиди, хидроксиди (основи), соли и киселини.
оксиди
оксиди- съединения на химичен елемент (метал или неметал) с кислород (степен на окисление -2), докато кислородът е свързан с по-малко електроотрицателен елемент.
Разпределете:
1. Киселинни оксиди- показване на оксиди киселинни свойства. Образува се от неметали и кислород. Примери: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Амфотерни оксиди- оксиди, които могат да проявяват както основни, така и киселинни свойства (това свойство се нарича амфотерно). Примери: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Основни оксиди- метални оксиди, докато металите показват степен на окисление +1 или +2. Примери: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Несолеобразуващи оксиди- практически не реагират, нямат съответните киселини и хидроксиди. Примери: CO, NO.
Химични свойстваосновни оксиди
1. Взаимодействие с вода
В реакцията влизат само оксиди на алкални и алкалоземни метали, чиито хидроксиди образуват разтворима основа
основен оксид + вода → алкален
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Взаимодействие с киселина
основен оксид + киселина → сол + вода
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(ex) → 2NaHS + H2O
MgO(ex) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Взаимодействие с киселинни или амфотерни оксиди
основен оксид + киселинен/ амфотерен оксид→ сол
В този случай металът в основния оксид става катион, а киселината/амфотерният оксид става анион (киселинен остатък). Реакциите между твърдите оксиди протичат при нагряване. Неразтворимите във вода основни оксиди не взаимодействат с газообразни киселинни оксиди.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t) → K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Взаимодействие с амфотерни хидроксиди
основен оксид + амфотерен хидроксид→ сол + вода
Na2O + 2Al(OH)3 (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
5. Температурно разлагане на оксиди на благородни метали и живак
2Ag2O (t) → 4Ag + O2
2HgO (t) → 2Hg + O2
6. Взаимодействие с въглерод (C) или водород (H2) при висока температура.
При редукция на оксиди на алкални, алкалоземни метали и алуминий по този начин не се отделя самият метал, а неговият карбид.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) → CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H2O
7. Активните метали редуцират по-малко активните си оксиди при висока температура
CuO + Zn (t) → ZnO + Cu
8. Кислородът окислява по-ниските оксиди до по-висши.
Оксидите на алкалните и алкалоземните метали се превръщат в пероксиди
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t) → 2BaO2
2NaO + O2 (t) → 2Na2O2
Химични свойства на киселинните оксиди
1. Взаимодействие с вода
киселинен оксид + вода → киселина
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Някои оксиди нямат съответните киселини и в този случай възниква реакция на диспропорциониране
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t) → 5HClO3 + HCl
В зависимост от броя на водните молекули, свързани с P2O5, се образуват три различни киселини - метафосфорна HPO3, пирофосфорна H4P2O7 или ортофосфорна H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Хромният оксид съответства на две киселини - хромна H2CrO4 и двухромна H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Взаимодействие с бази
киселинен оксид + основа → сол + вода
Неразтворимите киселинни оксиди реагират само по време на синтез, докато разтворимите оксиди реагират при нормални условия.
SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H2O
При излишък от оксид се образува кисела сол.
CO2(ex) + NaOH → NaHCO3
P2O5(ex) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(ex) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
При излишък на основа се образува основна сол.
CO2 + 2Mg(OH)2(g) → (MgOH)2CO3 + H2O
Оксидите, които нямат съответните киселини, влизат в реакция на диспропорциониране и образуват две соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 реагира с някои амфотерни хидроксиди (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), за да образува основна сол и вода.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с основен или амфотерен оксид
киселинен оксид + основен/амфотерен оксид → сол
Реакциите между твърдите оксиди възникват по време на синтеза. Амфотерните и неразтворимите във вода основни оксиди взаимодействат само с твърди и течни киселинни оксиди.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) → Al2(SO4)3
4. Взаимодействие със сол
киселинно не летлив оксид+ сол (t) → сол + киселинен летлив оксид
SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Киселинните оксиди не реагират с киселини, но P2O5 реагира с безводни киселини, съдържащи кислород.
Това произвежда HPO3 и анхидрида на съответната киселина
P2O5 + 2HClO4 (безводен) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (безводен) → N2O5 + 2HPO3
6. Влезте в редокс реакции.
1. Възстановяване
При високи температури някои неметали могат да редуцират оксидите.
CO2 + C (t) → 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) → H2 + CO
Магнезият често се използва за намаляване на неметалите от техните оксиди.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO
N2O + Mg (t) → N2 + MgO
2. По-ниските оксиди се превръщат в по-високи при взаимодействие с озон (или кислород) при висока температура в присъствието на катализатор
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. Оксидите също влизат в други редокс 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
Химични свойства на амфотерните оксиди
1. Не взаимодействайте с вода
амфотерен оксид + вода ≠
2. Взаимодействие с киселини
амфотерен оксид + киселина → сол + вода
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
При излишък на многоосновна киселина се образува кисела сол
Al2O3 + 6H3PO4(ex) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
При излишък от оксид се образува основна сол
ZnO(ex) + HCl → Zn(OH)Cl
Двойните оксиди образуват две соли
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Взаимодействие с киселинен оксид
амфотерен оксид + киселинен оксид → сол
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с алкали
амфотерен оксид + алкали → сол + вода
При сливане се образуват средна сол и вода, а в разтвор - сложна сол
ZnO + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Взаимодействие с основния оксид
амфотерен оксид + основен оксид (t) → сол
ZnO + K2O (t) → K2ZnO2
6. Взаимодействие със соли
амфотерен оксид + сол (t) → сол + летлив киселинен оксид
Амфотерните оксиди изместват летливите киселинни оксиди от техните соли по време на синтеза
Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Химични свойства на основите
Основите са вещества, които съдържат метален катион и хидроксиден анион. Основите са разтворими (алкали - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и неразтворими (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Разтворима основа + индикатор → промяна на цвета
Когато индикатор се добави към базов разтвор, цветът му се променя:
Безцветен фенолфталеин - малина
Лилав лакмус - син
Метил оранжево - жълто
2. Взаимодействие с киселина (реакция на неутрализация)
основа + киселина → сол + вода
Според реакцията могат да се получат средни, киселинни или основни соли. При излишък на многоосновна киселина се образува киселинна сол, при излишък на поликиселинна основа - основна сол.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с киселинни оксиди
основа + киселинен оксид → сол + вода
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Взаимодействие на алкали с амфотерен хидроксид
алкален + амфотерен хидроксид → сол + вода
При тази реакция амфотерният хидроксид проявява киселинни свойства. По време на реакцията в стопилката се получават средна сол и вода, а в разтвор - комплексна сол. Хидроксидите на желязо (III) и хром (III) се разтварят само в концентрирани алкални разтвори.
2KOH(tv) + Zn(OH)2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(конц.) + Fe(OH)3 → Na3
5. Взаимодействие с амфотерен оксид
алкален + амфотерен оксид → сол + вода
2NaOH(s) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Взаимодействие със сол
Между основата и солта протича йонообменна реакция.Това се случва само при образуване на утайка или при отделяне на газ (при образуването на NH4OH).
А. Реакция между разтворима основа и разтворима киселинна сол
разтворима основа + разтворима киселинна сол → средна сол + вода
Ако солта и основата са образувани от различни катиони, тогава се образуват две средни соли. В случай на кисели амониеви соли, излишъкът от алкали води до образуването на амониев хидроксид.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(ex) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Реакция на разтворима основа с разтворим междинен продукт или основна сол.
Възможни са няколко сценария
разтворима основа + разтворим междинен продукт/основна сол → неразтворима сол↓ + основа
→ сол + неразтворима основа↓
→ сол + слаб електролит NH4OH
→ без реакция
Реакции протичат между разтворими основи и средна сол само ако резултатът е неразтворима сол, или неразтворима основа, или слаб електролит NH4OH
NaOH + KCl ≠ няма реакция
Ако първоначалната сол се образува от поликиселинна основа, с липса на алкали, се образува основна сол
Под действието на алкали върху соли на сребро и живак (II) не се отделят техните хидроксиди, които се разтварят при 25 ° C, а неразтворими оксиди Ag2O и HgO.
7. Разлагане при температура
основен хидроксид (t) → оксид + вода
Ca(OH)2 (t) → CaO + H2O
NaOH(t)≠
Някои основи (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) се разпадат дори при стайна температура
LiOH (t) → Li2O + H2O
NH4OH (25C) → NH3 + H2O
8. Взаимодействие на алкален и преходен метал
алкален + преходен метал → сол + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Взаимодействие с неметали
Алкалите взаимодействат с някои неметали - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. В този случай често се образуват две соли в резултат на диспропорциониране.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH (t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(конц.) → KCl + KClO + H2O (за Br, I)
3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (за Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(dec) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Хидроксидите с редуциращи свойства могат да се окисляват от кислород
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Химични свойства на киселините
1. Промяна на цвета на индикатора
разтворима киселина + индикатор → промяна на цвета
Виолетовият лакмус и метилоранжът стават червени, фенолфталеинът става прозрачен
2. Взаимодействие с основи (реакция на неутрализация)
киселина + основа → сол + вода
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с основния оксид
киселина + основен оксид → сол + вода
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Взаимодействие с амфотерни хидроксиди с образуване на средни, киселинни или основни соли
киселина + амфотерен хидроксид → сол + вода
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Взаимодействие с амфотерни оксиди
киселина + амфотерен оксид → сол + вода
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Взаимодействие със соли
Обща реакционна схема: киселина + сол → сол + киселина
Възниква йонообменна реакция, която завършва само в случай на образуване на газ или утаяване.
Например: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
А. Реакция със сол на по-летлива или слаба киселина за образуване на газ
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Взаимодействие силна киселинаи соли на силна или средна киселина за образуване на неразтворима сол
силна киселина + силно/средно кисела сол → неразтворима сол + киселина
Нелетливата фосфорна киселина измества силните, но летливи солна и азотна киселина от техните соли, при условие че се образува неразтворима сол
Б. Взаимодействието на киселина с основна сол на същата киселина
киселина1 + основна сол на киселина1 → средна сол + вода
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Взаимодействието на многоосновна киселина със средна или кисела сол на същата киселина за образуване на кисела сол на същата киселина, съдържаща Повече ▼водородни атоми
многоосновна киселина1 + среда/киселинна сол на киселина1 → киселинна сол на киселина1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Взаимодействие на хидросулфидна киселина със соли на Ag, Cu, Pb, Cd, Hg с образуването на неразтворим сулфид
киселина H2S + сол Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + киселина
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Реакция на киселина със средна или комплексна сол с амфотерен метал в анион
а) при липса на киселина се образуват средна сол и амфотерен хидроксид
киселина + средна/комплексна сол в амфотерен метал в анион → средна сол + амфотерен хидроксид
б) при излишък на киселина се образуват две средни соли и вода
киселина + средна/комплексна сол с амфотерен метал в анион → средна сол + средна сол + вода
Ж. В някои случаи киселините със соли влизат в редокс реакции или реакции на образуване на комплекси:
H2SO4(конц.) и I‾/Br‾ (H2S и I2/SO2 и Br2 продукти)
H2SO4(конц.) и Fe² + (SO2 и Fe³ + продукти)
HNO3 dil/conc и Fe² + (NO/NO2 и Fe³ + продукти)
HNO3 dil/conc и SO3²‾/S²‾ (NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾ продукти)
HClconc и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукти Cl2 и Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Взаимодействие на концентрирана сярна киселина с твърда сол
Нелетливите киселини могат да изместят летливите вещества от техните твърди соли.
7. Взаимодействие на киселина с метал
А. Взаимодействие на киселина с метали, стоящи в редица преди или след водорода
киселина + метал до H2 → метал в минимално състояние на окисление + H2
Fe + H2SO4(dil) → FeSO4 + H2
киселина + метал след H2 ≠ няма реакция
Cu + H2SO4(разреден) ≠
Б. Взаимодействие на концентрирана сярна киселина с метали
H2SO4(конц.) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ няма реакция
H2SO4(конц.) + алкален/алкалоземен метал и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (в зависимост от условията) + метален сулфат при максимално ниво на окисление + H2O
Zn + 2H2SO4(конц) (t1) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(конц.) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(conc) + други метали → SO2 + метален сулфат в максимално състояние на окисление + H2O
Cu + 2H2SO4(конц) (t) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(конц) (t) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Б. Взаимодействие на концентрирани азотна киселинас метали
HNO3(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ няма реакция
HNO3(конц.) + Pt ≠
HNO3(конц.) + алкален/алкалоземен метал → N2O + метален нитрат при максимално ниво на окисление + H2O
4Ba + 10HNO3(конц.) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(конц.) + други метали при температура → NO2 + метален нитрат при максимално ниво на окисление + H2O
Ag + 2HNO3(конц.) → AgNO3 + NO2 + H2O
Той взаимодейства с Fe, Co, Ni, Cr и Al само при нагряване, тъй като при нормални условия тези метали се пасивират от азотна киселина - те стават химически устойчиви
D. Реакция на разредена азотна киселина с метали
HNO3(разл.) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ няма реакция
Много пасивни метали (Au, Pt) могат да се разтворят с царска вода - смес от един обем концентрирана азотна киселина с три обема концентрирана на солна киселина. Окислителят в него е атомен хлор, който се отделя от нитрозилхлорид, който се образува в резултат на реакцията: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + алкален/алкалоземен метал → NH3(NH4NO3) + метален нитрат при максимално ниво на окисление + H2O
NH3 се превръща в NH4NO3 в излишък от азотна киселина
4Ca + 10HNO3(разл.) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(diff) + метал в серията на напрежение до H2 → NO/N2O/N2/NH3 (в зависимост от условията) + метален нитрат в максимално състояние на окисление + H2O
С останалите метали, стоящи в поредица от напрежения до водород и неметали, HNO3 (dil) образува сол, вода и главно NO, но в зависимост от условията и N2O, и N2, и NH3 / NH4NO3 (колкото по-разредена е киселината, толкова по-ниска е степента на окисление на азота в отделения газообразен продукт)
3Zn + 8HNO3(razb) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(разл.) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(разл.) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (много разреден) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(razb) + метал след H2 → NO + метален нитрат при максимално ниво на окисление + H2O
При нискоактивни метали, стоящи след H2, HNO3razb образува сол, вода и NO
3Cu + 8HNO3(разл.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Разлагане на киселини при температура
киселина (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 на киселина с неметали (окислително-възстановителна реакция). В този случай неметалът се окислява до съответната киселина, а киселината се редуцира до газообразен оксид: H2SO4 (конц.) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) - до NO.
S + 2HNO3(dec) → 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(разл.) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(конц.) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + Г2 → 2НГ + S↓ (с изключение на F2)
H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2SO4 (с изключение на F2)
2H2S(aq) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (изгаряне)
2H2S + O2 (дефицит) → 2H2O + 2S↓
По-активните халогени изместват по-малко активните NGs от киселини (изключение: F2 реагира с вода, не с киселина)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Редокс реакции между киселини
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
Химични свойства на амфотерните хидроксиди
1. Взаимодействие с основния оксид
амфотерен хидроксид + основен оксид → сол + вода
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Взаимодействие с амфотерен или киселинен оксид
амфотерен хидроксид + амфотерен/киселинен оксид ≠ няма реакция
Някои амфотерни оксиди (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) реагират с кисел CO2 оксид, за да образуват утаяване на основни соли и вода
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с алкали
амфотерен хидроксид + алкали → сол + вода
Zn(OH)2 + 2KOH(твърд) (t) → K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Не взаимодействайте с неразтворими основи или амфотерни хидроксиди
амфотерен хидроксид + неразтворима основа/амфотерен хидроксид ≠ няма реакция
5. Взаимодействие с киселини
амфотерен хидроксид + киселина → сол + вода
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Не реагирайте със соли
амфотерен хидроксид + сол ≠ няма реакция
7. Не реагирайте с метали / неметали (прости вещества)
амфотерен хидроксид + метал/неметал ≠ няма реакция
8. Термично разлагане
амфотерен хидроксид (t) → амфотерен оксид + вода
2Al(OH)3 (t) → Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t) → ZnO + H2O
Общи сведения за солите
Представете си, че имаме киселина и основа, ще проведем реакция на неутрализация между тях и ще получим киселина и сол.
NaOH + HCl → NaCl (натриев хлорид) + H2O
Оказва се, че солта се състои от метален катион и анион на киселинен остатък.
Солите са:
1. Киселинни (с един или два водородни катиона (т.е. имат кисела (или леко кисела) среда) - KHCO3, NaHSO3).
2. Среда (имам метален катион и анион на киселинен остатък, средата трябва да се определи с рН метър - BaSO4, AgNO3).
3. Основни (имат хидроксиден йон, т.е. алкална (или слабо алкална) среда - Cu (OH) Cl, Ca (OH) Br).
Има и двойни соли, които образуват катиони на два метала (К) при дисоциация.
Солите, с малки изключения, са кристални твърди вещества с високи точки на топене. Повечето соли са бели (KNO3, NaCl, BaSO4 и др.). Някои соли са оцветени (K2Cr2O7 - оранжев цвят, K2CrO4 - жълто, NiSO4 - зелено, CoCl3 - розово, CuS - черно). По разтворимост те могат да бъдат разделени на разтворими, слабо разтворими и практически неразтворими. Киселинните соли, като правило, са по-добре разтворими във вода от съответните средни соли, а основните соли са по-лоши.
Химични свойства на солите
1. Сол + вода
Когато много соли са разтворени във вода, техните частични или пълно разграждане- хидролиза. Някои соли образуват кристални хидрати. Когато се разтворят във вода, средните соли, съдържащи амфотерен метал в аниона, образуват комплексни соли.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Сол + основен оксид ≠ няма реакция
3. Сол + амфотерен оксид → (t) киселинен летлив оксид + сол
Амфотерните оксиди изместват летливите киселинни оксиди от техните соли по време на синтеза.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Сол + киселинен нелетлив оксид → киселинен летлив оксид + сол
Нелетливите киселинни оксиди изместват летливите киселинни оксиди от техните соли по време на синтеза.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Сол + основа → основа + сол
Реакциите между соли и основи са йонообменни реакции. Следователно при нормални условия те протичат само в разтвори (както солта, така и основата трябва да са разтворими) и само при условие, че в резултат на обмена се образува утайка или слаб електролит (H2O / NH4OH); при тези реакции не се образуват газообразни продукти.
A. Разтворима основа + разтворима киселинна сол → средна сол + вода
Ако солта и основата са образувани от различни катиони, тогава се образуват две средни соли; в случай на кисели амониеви соли, излишъкът от алкали води до образуването на амониев хидроксид.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(ex) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Разтворима основа + разтворима среда/основна сол → неразтворима сол↓ + основа
Разтворима основа + разтворима среда/основна сол → сол + неразтворима основа↓
Разтворима основа + разтворима среда/основна сол → сол + слаб електролит NH4OH
Разтворима основа + разтворима среда/основна сол → няма реакция
Реакция между разтворими основи и средна/основна сол възниква само ако обменът на йони произвежда неразтворима сол, или неразтворима основа, или слаб електролит NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Ако първоначалната сол се образува от поликиселинна основа, с липса на алкали, се образува основна сол.
NaOH(дефицит) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
Под действието на алкали върху соли на сребро и живак (II) се отделят не AgOH и Hg (OH) 2, които се разлагат при стайна температура, а неразтворими оксиди Ag2O и HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Сол + амфотерен хидроксид → няма реакция
7. Сол + киселина → киселина + сол
Най-вече. реакциите на киселини със соли са йонообменни реакции, следователно те протичат в разтвори и само ако се образува неразтворима в киселина сол или по-слаба и летлива киселина.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Киселина 1 + сол на по-летлива/слаба киселина 2 → сол на киселина 1 + по-летлива/ слаба киселина 2
Киселините взаимодействат с разтвори на соли на по-слаби или летливи киселини. Независимо от състава на солта (средна, кисела, основна), като правило се образуват средна сол и по-слаба летлива киселина.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Силна киселина + силно/средно кисела сол → неразтворима сол↓ + киселина
Силните киселини реагират с разтвори на соли на други силни киселини, ако се образува неразтворима сол. Нелетливата H3PO4 (киселина със средна сила) измества силната, но летлива солна HCl и азотна киселина HNO3 от техните соли, при условие че се образува неразтворима сол.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Киселина 1 + основна сол на киселина 1 → средна сол + вода
Когато една киселина реагира с основна сол на същата киселина, се образуват средна сол и вода.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Многоосновна киселина1 + среда/киселинна сол на киселина1 → киселинна сол на киселина1
Когато многоосновна киселина действа върху средната сол на същата киселина, се образува кисела сол, а когато се въздейства върху кисела сол, се образува кисела сол, съдържаща по-голям брой водородни атоми.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Киселина H2S + сол Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + киселина
Слаби и летливи хидросулфидна киселина H2S измества дори силни киселини от разтвори на соли на Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образувайки с тях сулфидни утайки, които са неразтворими не само във вода, но и в получената киселина.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Киселина + средна/комплексна сол с амфотерен Me в аниона → средна сол + амфотерен хидроксид↓
→ средна сол + средна сол + H2O
Когато киселина действа върху средна или сложна сол с амфотерен метал в аниона, солта се разрушава и образува:
а) при киселинен дефицит - средна сол и амфотерен хидроксид
б) при излишък на киселина - две средни соли и вода
2HCl(седмица) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(седмица) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(ex) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(ex) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Трябва да се има предвид, че в някои случаи възникват OVR или реакции на образуване на комплекси между киселини и соли. И така, OVR въведете:
H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (продукти H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4 конц. и Fe²+ (SO2 и Fe³ продукти + )
HNO3 разреден/конц. и Fe² + (продукти NO/NO2 и Fe 3 + )
HNO3 разреден/конц. и SO3²‾/S²‾ (NO/NO2 продукти и сулфат/сяра или сулфат)
HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукти хлор (газ) и Mn²+ /Cr³ + /Cl‾.
G. Реакцията протича без разтворител
Сярна киселина конц. + сол (тв.) → сол кисел/среден + кисел
Нелетливите киселини могат да изместят летливите вещества от техните сухи соли. Най-често се използва взаимодействието на концентрирана сярна киселина със сухи соли на силни и слаби киселини, в този случай се образуват киселина и кисела или средна сол.
H2SO4(конц.) + NaCl(твърд) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(конц.) + 2NaCl(твърд) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(конц.) + KNO3(s) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(конц.) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Разтворима сол + разтворима сол → неразтворима сол↓ + сол
Реакциите между солите са обменни реакции. Следователно при нормални условия те продължават само ако:
а) и двете соли са разтворими във вода и се приемат като разтвори
б) в резултат на реакцията се образува утайка или слаб електролит (последното е много рядко).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Ако една от първоначалните соли е неразтворима, реакцията протича само когато в резултат на нея се образува още по-неразтворима сол. Критерият за "неразтворимост" е стойността на PR (продукт на разтворимост), но тъй като неговото изследване е извън обхвата на училищния курс, случаите, когато една от солите на реагента е неразтворима, не се разглеждат допълнително.
Ако в реакцията на обмен се образува сол, която е напълно разложена в резултат на хидролиза (има тирета в таблицата за разтворимост на мястото на такива соли), тогава продуктите от хидролизата на тази сол стават продукти на реакцията.
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
Средните соли понякога взаимодействат една с друга, за да образуват комплексни соли. OVR е възможно между соли. Някои соли взаимодействат при сливане.
9. Сол на по-малко активен метал + по-активен метал → по-малко активен метал↓ + сол
По-активен метал измества по-малко активен метал (вдясно в серията на напрежението) от солевия му разтвор, докато се образува нова сол и по-малко активен метал се освобождава в свободна форма (утаява се върху плоча с активен метал) . Изключение правят алкалните и алкалоземни металиреагират с вода в разтвор.
Солите с окислителни свойства влизат в разтвор с метали и други редокс 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
Металите също могат да се изместват взаимно от разтопени соли (реакцията се извършва без достъп на въздух). При това трябва да се помни, че:
а) при стопяване много соли се разлагат
б) редът на напрежението на металите определя относителната активност на металите само във водни разтвори (например Al във водни разтвори е по-малко активен от алкалоземните метали, а в стопилките е по-активен)
K + AlCl3(топилка) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(топилка) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(топи се) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Сол + неметал
Реакциите на соли с неметали са малко. Това са редокс реакции.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
По-активните халогени изместват по-малко активните от разтвори на соли на халогеноводородни киселини. Изключение прави молекулярният флуор, който реагира в разтвори не със сол, а с вода.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (същата реакция е типична за йод)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Разграждане на соли.
Сол →(t) продукти термично разлагане
1. Соли на азотната киселина
Продуктите от термичното разлагане на нитратите зависят от позицията на металния катион в поредицата от метални напрежения.
MeNO3 → (t) (за Me, отляво на Mg (с изключение на Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (за Me от Mg до Cu и също Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (за Me Cu е вдясно) Me + NO2 + O2
(При термично разлагане на железен(II)/хром(II) нитрат се получава железен(III)/хром(III) оксид.
2. Амониеви соли
Всички амониеви соли се разлагат при калциниране. Най-често се отделят амоняк NH3 и киселина или нейните разпадни продукти.
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
Понякога амониеви соли, съдържащи аниони - окислители, се разлагат при нагряване с отделяне на 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 на въглената киселина
Почти всички карбонати се разлагат до метален оксид и CO2. Карбонатите на алкални метали, с изключение на лития, не се разлагат при нагряване. Сребърните и живачните карбонати се разлагат до свободен метал.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Всички бикарбонати се разлагат до съответния карбонат.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Соли на сярна киселина
Сулфитите диспропорционират при нагряване, образувайки сулфид и сулфат. Сулфидът (NH4)2S, образуван при разлагането на (NH4)2SO3, веднага се разлага на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Хидросулфитите се разлагат до сулфити, SO2 и H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Соли на сярната киселина
Много сулфати при t > 700-800 C се разлагат до метален оксид и SO3, който при тази температура се разлага до SO2 и O2. Сулфатите на алкалните метали са устойчиви на топлина. Сребърните и живачните сулфати се разлагат до свободен метал. Хидросулфатите се разлагат първо до дисулфати и след това до сулфати.
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. Комплексни соли
Хидроксокомплекси амфотерни металиразлагат се основно на средна сол и вода.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Основни соли
Много основни соли се разлагат при нагряване. Основните соли на аноксичните киселини се разлагат на вода и оксосоли
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Основните соли на кислородсъдържащите киселини се разлагат на метален оксид и продукти на термично разлагане на съответната киселина.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2
8. Примери за термично разлагане на други соли
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)
По-голямата част от представения материал е взет от ръководството Deryabina N.E. "Химия. Основни класове неорганични вещества". IPO "При Никитската врата" Москва 2011 г.
Подготовка по химия за ЗНО и ДПА
Пълно издание
ЧАСТ И
ОБЩА ХИМИЯ
ХИМИЯ НА ЕЛЕМЕНТИТЕ
ХАЛОГЕНИ
Прости вещества
Химични свойства на флуора
Флуорът е най-силният окислител в природата. Директно не реагира само с хелий, неон и аргон.
По време на реакцията с метали се образуват флуориди, съединения от йонен тип:
Флуорът реагира енергично с много неметали, дори с някои инертни газове:
Химични свойства на хлора. Взаимодействие със сложни вещества
Хлорът е по-силен окислител от брома или йода, така че хлорът измества тежките халогени от техните соли:
Разтваряйки се във вода, хлорът частично реагира с него, което води до образуването на две киселини: хлорид и хипохлорит. В този случай един хлорен атом повишава степента на окисление, а другият я намалява. Такива реакции се наричат реакции на диспропорциониране. Реакциите на диспропорциониране са реакции на самовъзстановяване-самоокисление, т.е. реакции, при които един елемент проявява свойствата както на оксид, така и на редуциращ агент. При диспропорциониране едновременно се образуват съединения, в които елементът е в по-окислено и редуцирано състояние в сравнение с примитивното. Степента на окисление на хлорния атом в молекулата на хипохлоритната киселина е +1:
Взаимодействието на хлор с алкални разтвори протича по подобен начин. В този случай се образуват две соли: хлорид и хипохлорит.
Хлорът взаимодейства с различни оксиди:
Хлорът окислява някои соли, в които металът не е в максимално състояние на окисление:
Молекулярният хлор реагира с много органични съединения. В присъствието на ферум(III) хлорид като катализатор, хлорът реагира с бензен, за да образува хлоробензен, а при облъчване със светлина същата реакция произвежда хексахлороциклохексан:
Химични свойства на брома и йода
И двете вещества реагират с водород, флуор и основи:
Йодът се окислява от различни силни окислители:
Методи за добив прости вещества
Извличане на флуор
Тъй като флуорът е най-силният химически оксид, е невъзможно да се изолира от съединения в свободна форма чрез химични реакции и следователно флуорът се добива чрез физикохимичен метод - електролиза.
За извличане на флуор се използват стопилка от калиев флуорид и никелови електроди. Никелът се използва поради факта, че повърхността на метала е пасивирана от флуор поради образуването на неразтворими
NiF2, следователно самите електроди не се разрушават от действието на веществото, което се отделя върху тях:Екстракция на хлор
Хлорът се произвежда в търговската мрежа чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид. В резултат на този процес се извлича и натриев хидроксид:
В малки количества хлорът се получава чрез окисляване на разтвор на хлороводород по различни методи:
Хлорът е много важен продукт на химическата промишленост.
Световното му производство е милиони тонове.
Екстракция на бром и йод
За промишлена употреба бромът и йодът се получават съответно от окисляването на бромиди и йодиди. За окисление най-често се използват молекулен хлор, концентрирана сулфатна киселина или манганов диоксид:
Флуорът и някои от неговите съединения се използват като окислител за ракетно гориво. Големи количества флуор се използват за производството на различни хладилни агенти (фреони) и някои полимери, които се характеризират с химическа и термична устойчивост (тефлон и някои други). Флуорът се използва в ядрената технология за разделяне на уранови изотопи.
По-голямата част от хлора се използва за производството на солна киселина, а също и като окислител за извличане на други халогени. В промишлеността се използва за избелване на тъкани и хартия. В по-големи количества от флуора се използва за производството на полимери (PVC и други) и хладилни агенти. Дезинфекцирайте с хлор пия вода. Необходим е и за извличане на някои разтворители като хлороформ, метиленхлорид, въглероден тетрахлорид. Освен това се използва за производството на много вещества, като калиев хлорат (бертолетова сол), белина и много други съединения, съдържащи хлорни атоми.
Бромът и йодът не се използват в промишлеността в същия мащаб като хлора или флуора, но употребата на тези вещества нараства всяка година. Бромът се използва в производството на различни седативни лекарства. Йодът се използва при производството на антисептични препарати. Съединенията на брома и йода се използват широко в количествения анализ на веществата. С помощта на йод се пречистват някои метали (този процес се нарича рафиниране на йод), като титан, ванадий и др.
Химични свойства на основните класове неорганични съединения
Киселинни оксиди
- Киселинен оксид + вода \u003d киселина (изключение - SiO 2)
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HClO 4 - Киселинен оксид + алкали \u003d сол + вода
SO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + H 2 O
P 2 O 5 + 6KOH \u003d 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Киселинен оксид + основен оксид = сол
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O \u003d K 2 SiO 3Основни оксиди
- Основен оксид + вода \u003d алкали (оксиди на алкални и алкалоземни метали реагират)
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2
Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH - Основен оксид + киселина = сол + вода
CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Основен оксид + киселинен оксид = сол
MgO + CO 2 \u003d MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3Амфотерни оксиди
- Амфотерен оксид + киселина = сол + вода
Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O - Амфотерен оксид + алкален \u003d сол (+ вода)
ZnO + 2KOH \u003d K 2 ZnO 2 + H 2 O (По-правилно: ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2)
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (По-правилно: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na) - Амфотерен оксид + киселинен оксид = сол
ZnO + CO 2 = ZnCO 3 - Амфотерен оксид + основен оксид = сол (когато е слят)
ZnO + Na 2 O \u003d Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O \u003d 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO \u003d Ca (CrO 2) 2киселини
- Киселина + основен оксид = сол + вода
2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O - Киселина + амфотерен оксид = сол + вода
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O - Киселина + основа = сол + вода
H 2 SiO 3 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O - Киселина + амфотерен хидроксид = сол + вода
3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O - Силна киселина + сол на слаба киселина = слаба киселина + сол на силна киселина
2HBr + CaCO 3 \u003d CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 \u003d K 2 S + H 2 SiO 3 - Киселина + метал (намира се вляво от водорода в серията на напрежение) \u003d сол + водород
2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 (разб.) + Fe \u003d FeSO 4 + H 2
Важно: окислителните киселини (HNO 3, конц. H 2 SO 4) реагират по различен начин с металите.
Амфотерни хидроксиди
- Амфотерен хидроксид + киселина = сол + 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 - Амфотерен хидроксид + алкали \u003d сол + вода (когато са слети)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O - Амфотерен хидроксид + алкали = сол (във воден разтвор)
Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2
Sn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Al(OH) 3 + NaOH = Na
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3алкали
- Алкал + киселинен оксид \u003d сол + вода
Ba (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Ba (NO 3) 2 + H 2 O
2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O - Алкал + киселина \u003d сол + вода
3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O - Алкален + амфотерен оксид \u003d сол + вода
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (По-правилно: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2) - Алкален + амфотерен хидроксид = сол (във воден разтвор)
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
NaOH + Al(OH) 3 = Na - Алкал + разтворима сол = неразтворима основа + сол
Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3 + 3KCl - Алкал + метал (Al, Zn) + вода = сол + водород
2NaOH + Zn + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2сол
- Сол на слаба киселина + силна киселина = сол на силна киселина + слаба киселина
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl \u003d BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3) - Разтворима сол + разтворима сол = неразтворима сол + сол
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 + 2NaCl - Разтворима сол + алкали \u003d сол + неразтворима основа
Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3 - Разтворима метална сол (*) + метал (**) = метална сол (**) + метал (*)
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
Важно: 1) металът (**) трябва да бъде в серията напрежения вляво от метала (*), 2) металът (**) НЕ трябва да реагира с вода.Може да се интересувате и от други раздели на Наръчника по химия:
- Сол на слаба киселина + силна киселина = сол на силна киселина + слаба киселина
- Алкал + киселинен оксид \u003d сол + вода
- Киселина + основен оксид = сол + вода
- Амфотерен оксид + киселина = сол + вода
- Основен оксид + вода \u003d алкали (оксиди на алкални и алкалоземни метали реагират)
елементарни частици физическа материяна нашата планета има атоми. В свободна форма те могат да съществуват само при много високи температури. При нормални условия елементарни частициса склонни да се комбинират помежду си, използвайки химични връзки: йонни, метални, ковалентни полярни или неполярни. По този начин се образуват вещества, примери за които ще разгледаме в нашата статия.
Прости вещества
Процесите на взаимодействие между атомите на един и същи химичен елемент завършват с образуването на химикали, наречени прости. И така, въглищата се образуват само от въглеродни атоми, водородният газ се образува от водородни атоми, а течният живак се състои от частици живак. Понятието просто вещество не трябва да се идентифицира с понятието химичен елемент. Например въглеродният диоксид не се състои от прости вещества от въглерод и кислород, а от елементите въглерод и кислород. Условно съединенията, състоящи се от атоми на един и същ елемент, могат да бъдат разделени на метали и неметали. Помислете за някои примери за химичните свойства на такива прости вещества.
Метали
Въз основа на позицията на металния елемент в периодичната система могат да се разграничат следните групи: активни метали, елементи от основните подгрупи на трета - осма група, метали от второстепенни подгрупи на четвърта - седма група, както и лантаниди и актиниди. Металите са прости вещества, примери за които ще дадем по-долу, имат следното общи свойства: топло- и електропроводимост, метален блясък, пластичност и ковкост. Такива характеристики са присъщи на желязото, алуминия, медта и др. С увеличаване на серийния номер в периоди се увеличават температурите на кипене и топене, както и твърдостта на металните елементи. Това се дължи на компресията на техните атоми, тоест намаляване на радиуса, както и натрупването на електрони. Всички параметри на металите са дължими вътрешна структуракристална решетка на тези съединения. По-долу разглеждаме химичните реакции и също така даваме примери за свойствата на веществата, свързани с металите.
Характеристики на химичните реакции
Всички метали със степен на окисление 0 проявяват само свойствата на редуциращи агенти. Алкалните и алкалоземните елементи взаимодействат с водата, за да образуват химически агресивни основи - алкали:
- 2Na+2H20=2NaOH+H2
Типична реакция на металите е окисляването. В резултат на свързване с кислородни атоми възникват вещества от класа на оксидите:
- Zn + O 2 \u003d ZnO
Това са бинарни съединения, свързани със сложни вещества. Примери за основни оксиди са оксиди на натрий Na 2 O, мед CuO, калций CaO. Те са способни да взаимодействат с киселини, в резултат на което в продуктите се намират сол и вода:
- MgO + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O
Вещества от класове киселини, основи, соли са сложни съединения и проявяват различни химични свойства. Например, между хидроксиди и киселини възниква реакция на неутрализация, което води до появата на сол и вода. Съставът на солите ще зависи от концентрацията на реагентите: например, с излишък на киселина в реакционната смес, киселинни соли, например NaHCO 3 - натриев бикарбонат, и висока концентрация на алкали причинява образуването на основни соли, като Al (OH) 2 Cl - алуминиев дихидроксохлорид.
неметали
Най-важните неметални елементи се намират в групите азот, въглерод и халоген и халкоген. периодична система. Нека дадем примери за вещества, свързани с неметалите: това са сяра, кислород, азот, хлор. Всичките им физически характеристики са противоположни на свойствата на металите. Те не харчат електричество, лошо предават топлинни лъчи, имат ниска твърдост. Взаимодействайки с кислорода, неметалите образуват сложни съединения - киселинни оксиди. Последните, реагирайки с киселини, дават киселини:
- H 2 O + CO 2 → H 2 CO 3
Типична реакция, характерна за киселинните оксиди, е взаимодействието с алкали, което води до появата на сол и вода.
Химическата активност на неметалите в периода се увеличава, това се дължи на увеличаване на способността на техните атоми да привличат електрони от други химически елементи. В групите наблюдаваме обратното явление: неметалните свойства отслабват поради раздуването на обема на атома поради добавянето на нови енергийни нива.
И така, разгледахме видовете химикали, примери, илюстриращи техните свойства, позиция в периодичната система.
Общи свойства на металите.
Наличието на валентни електрони, слабо свързани с ядрото, определя общите химични свойства на металите. AT химична реакцияте винаги действат като редуциращ агент, простите метални вещества никога не проявяват окислителни свойства.
Получаване на метали:
- възстановяване от оксиди с въглерод (C), въглероден окис(CO), водород (H2) или повече активен метал(Al, Ca, Mg);
- възстановяване от солни разтвори с по-активен метал;
- електролиза на разтвори или стопилки на метални съединения - възстановяване на най-активните метали (алкални, алкалоземни метали и алуминий) с помощта на електрически ток.
В природата металите се срещат главно под формата на съединения, само нискоактивните метали се намират под формата на прости вещества (самородни метали).
Химични свойства на металите.
1. Взаимодействие с прости вещества неметали:
Повечето метали могат да бъдат окислени с неметали като халогени, кислород, сяра, азот. Но повечето от тези реакции изискват предварително загряване, за да започнат. В бъдеще реакцията може да продължи с отделяне на голямо количество топлина, което води до запалване на метала.
При стайна температура са възможни реакции само между най-активните метали (алкални и алкалоземни) и най-активните неметали (халогени, кислород). Алкалните метали (Na, K) реагират с кислорода, за да образуват пероксиди и супероксиди (Na2O2, KO2).
а) взаимодействие на метали с вода.
При стайна температура алкалните и алкалоземните метали взаимодействат с водата. В резултат на реакцията на заместване се образуват алкали (разтворима основа) и водород: метал + H2O \u003d Me (OH) + H2
При нагряване други метали взаимодействат с водата, заставайки в серията активност отляво на водорода. Магнезият реагира с вряща вода, алуминият - след специална повърхностна обработка, в резултат на което се образуват неразтворими основи - магнезиев хидроксид или алуминиев хидроксид - и се отделя водород. Металите в диапазона на активност от цинк (включително) до олово (включително) взаимодействат с водни пари (т.е. над 100 C), като при това се образуват оксиди на съответните метали и водород.
Металите вдясно от водорода в серията активност не взаимодействат с водата.
б) взаимодействие с оксиди:
активните метали взаимодействат в реакция на заместване с оксиди на други метали или неметали, като ги редуцират до прости вещества.
в) взаимодействие с киселини:
Металите, разположени отляво на водорода в серията активност, реагират с киселини, за да освободят водород и да образуват съответната сол. Металите вдясно от водорода в серията активност не взаимодействат с киселинни разтвори.
Специално място заемат реакциите на металите с азотна и концентрирана сярна киселина. Всички метали, с изключение на благородните (злато, платина), могат да бъдат окислени от тези окислителни киселини. В резултат на тези реакции винаги ще се образуват съответните соли, респективно вода и продуктът от редукция на азот или сяра.
г) с алкали
Металите, които образуват амфотерни съединения (алуминий, берилий, цинк), са способни да реагират със стопилки (с образуване на средни соли на алуминати, берилати или цинкати) или алкални разтвори (с образуване на съответните комплексни соли). Всички реакции ще отделят водород.
д) В съответствие с позицията на метала в серията активност са възможни реакции на редукция (изместване) на по-малко активен метал от разтвор на неговата сол от друг по-активен метал. В резултат на реакцията се образува сол на по-активно и просто вещество - по-малко активен метал.
Общи свойства на неметалите.
Има много по-малко неметали от металите (22 елемента). Въпреки това, химията на неметалите е много по-сложна поради по-голямото запълване на външното енергийно ниво на техните атоми.
Физичните свойства на неметалите са по-разнообразни: сред тях са газообразни (флуор, хлор, кислород, азот, водород), течности (бром) и твърди вещества, които са много различни един от друг по точка на топене. Повечето неметали не провеждат електричество, но силиций, графит, германий имат полупроводникови свойства.
Газообразни, течни и някои твърди неметали (йод) имат молекулярна структура кристална решетка, останалите неметали имат атомна кристална решетка.
Флуорът, хлорът, бромът, йодът, кислородът, азотът и водородът при нормални условия съществуват под формата на двуатомни молекули.
Много неметални елементи образуват няколко алотропни модификации на прости вещества. Така че кислородът има две алотропни модификации - кислород O2 и озон O3, сярата има три алотропни модификации - ромбична, пластична и моноклинна сяра, фосфорът има три алотропни модификации - червен, бял и черен фосфор, въглеродът - шест алотропни модификации - сажди, графит, диамант , карабин, фулерен, графен.
За разлика от металите, които проявяват само редуциращи свойства, неметалите в реакции с прости и сложни вещества могат да действат както като редуциращ агент, така и като окислител. По своята активност неметалите заемат определено място в редицата на електроотрицателността. Флуорът се счита за най-активния неметал. Той само показва окислителни свойства. Кислородът е на второ място по активност, азотът е на трето, след това халогените и другите неметали. Водородът има най-ниската електроотрицателност сред неметалите.
Химични свойства на неметалите.
1. Взаимодействие с прости вещества:
Неметалите взаимодействат с металите. При такава реакция металите действат като редуциращ агент, а неметалите като окислител. В резултат на реакцията на съединението се образуват бинарни съединения - оксиди, пероксиди, нитриди, хидриди, соли на безкислородни киселини.
При реакциите на неметалите един с друг по-електроотрицателният неметал проявява свойствата на окислител, по-малко електроотрицателният - свойствата на редуциращ агент. В резултат на реакцията на съединението се образуват бинарни съединения. Трябва да се помни, че неметалите могат да проявяват различни степени на окисление в техните съединения.
2. Взаимодействие със сложни вещества:
а) с вода:
При нормални условия само халогените взаимодействат с водата.
б) с оксиди на метали и неметали:
Много неметали могат да реагират при високи температури с оксиди на други неметали, като ги редуцират до прости вещества. Неметалите отляво на сярата в серията за електроотрицателност също могат да взаимодействат с метални оксиди, редуциращи металите до прости вещества.
в) с киселини:
Някои неметали могат да бъдат окислени с концентрирана сярна или азотна киселина.
г) с алкали:
Под действието на алкали някои неметали могат да претърпят дисмутация, като са едновременно окислител и редуциращ агент.
Например при реакция на халогени с алкални разтвори без нагряване: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при нагряване: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) със соли:
При взаимодействие, като силни окислители, те проявяват редуциращи свойства.
Халогените (с изключение на флуора) влизат в реакции на заместване с разтвори на соли на халогеноводородни киселини: по-активен халоген измества по-малко активен халоген от разтвор на сол.
