При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.
Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.
Разложение оксидов
При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:
2Ag2O = 4Ag + O2
2HgO = 2Hg + O2
4CrO3 = 2Cr2O3 + O2
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2
Разложение гидроксидов
Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:
2LiOH = Li2O + H2O
Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:
2AgOH = Ag2O + H2O
2CuOH = Cu2O + H2O
Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.
В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:
2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O
Mn(OH)2 = MnO + H2O
Fe(OH)2 = FeO + H2O
Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
Разложение кислот
При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.
Например, кремниевая кислота:
H2SiO3 = H2O + SiO2
Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:
H2SO3 = H2O + SO2↑
H2CO3 = H2O + CO2↑
В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.
Например, при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:
K2CO3 + H2O + CO2 = 2KHCO3
Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:
2HNO2 = H2O + NO2↑ + NO↑
При нагревании выше 100оС продукты распада несколько отличаются:
3HNO2 = H2O + HNO3↑ + 2NO↑
Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
Разложение солей
Разложение хлоридов
Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.
Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:
2AgCl → Ag + Cl2
Хлорид аммония при нагревании выше 340 оС разлагается:
NH4Cl → NH3 + HCl
Разложение нитратов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.
Например, разложение нитрата калия:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.
Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 оС:
Ca(NO3)2 → Ca(NO2)2 + O2
Mg(NO3)2 → Mg(NO2)2 + O2
Ba(NO3)2 → Ba(NO2)2 + O2
Sr(NO3)2 → Sr(NO2)2 + O2
При более сильном нагревании (выше 500оС) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
2Ca(NO3)2 → 2CaО + 4NO2 + O2
2Mg(NO3)2 → 2MgО + 4NO2 + O2
2Sr(NO3)2 → 2SrО + 4NO2 + O2
2Ba(NO3)2 → 2BaО + 4NO2 + O2
Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:
2Cu(NO3)2 → 2CuО + 4NO2 + O2
2Pb(NO3)2 → 2PbО + 4NO2 + O2
4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2
Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2
Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270оС оксида азота (I) и воды:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
При более высокой температуре образуются азот и кислород:
2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O
Разложение карбонатов и гидрокарбонатов
Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.
Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
Li2CO3 → Li2O + CO2
CaCO3 → CaO + CO2
MgCO3 → MgO + CO2
Карбонат аммония разлагается при 30оС на гидрокарбонат аммония и аммиак:
(NH4)2CO3 → NH4HCO3 + NH3
Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:
NH4HCO3 → NH3 + CO2 + H2O
Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:
2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2
2KHCO3 → K2CO3 + H2O + CO2
Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100оС разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2
При нагревании до 1200оС образуются оксиды:
Ca(HCO3)2 → CaO + H2O + 2CO2
Разложение сульфатов
Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:
2MgSO4 → 2MgO + 2SO2 + O2
2CuSO4 → 2CuO + 2SO2 + O2
2BaSO4 → 2BaO + 2SO2 + O2
2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 + 6SO2 + 3O2
2Fe2(SO4)3 → 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:
Ag2SO4 → 2Ag + SO2 + O2
2HgSO4 → 2Hg + 2SO2 + O2
Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов
Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:
2Na2HPO4 → H2O + Na4P2O7
2K2HPO4 → H2O + K4P2O7
2CaHPO4 → H2O + Ca2P2O7
Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).
Разложение сульфитов
Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:
4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4
Разложение солей аммония
Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:
NH4Cl → NH3 + HCl
NH4Br → NH3 + HBr
NH4l → NH3 + Hl
NH4H2PO4 → NH3 + H3PO4
Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
Разложение перманганата калия
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
Разложение хлората и перхлората калия
Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:
4KClO3 → 3KClO4 + KCl
При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:
KClO4 → KCl + 2O2
2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).
Химические свойства средних солей
Взаимодействие средних солей с металлами
Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.
Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):
В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:
Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.
Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов
Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)x.
Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:
- в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
- исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.
Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.
Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:
- 1) PbS + KOH
- 2) FeCl3 + NaOH
Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:
В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:
Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:
В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:
Реакции средних солей с кислотами
Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.
Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:
Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H2S, H2CO3, H2SO3, HF, HNO2, H2SiO3 и все органические кислоты.
Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):
Следует отметить, что сероводород H2S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):
Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:
Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:
Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:
Реакции средних солей с другими средними солями
Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:
- исходные соли растворимы;
- в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.
Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.
В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:
Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:
Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH4+ и анионы NO2— , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:
Реакции термического разложения солей
Разложение карбонатов
Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:
а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:
Разложение нитратов
Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:
Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:
Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония и нитрата железа (II):
Реакция разложения нитрата железа (II) снова стала встречаться в ЕГЭ по химии. В заданиях фигурирует формулировка о его разложении в токе воздуха, однако, что в токе воздуха, что без него, уравнение будет одинаковым. Писать оксид FeO при разложении нитрата железа (II) будет ошибкой.
Разложение солей аммония
Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:
В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N2 или оксид азота (I):
Разложение хлората калия
Реакция разложения хлората калия может протекать по-разному. В присутствии катализатора (как правило MnO2), реакция приводит к образованию хлорида калия и кислорода:
Без катализатора, реакция будет протекать по типу диспропорционирования:
Химические свойства кислых солей
Отношение кислых солей к щелочам и кислотам
Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:
Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:
так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:
Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:
Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:
Более подробно, с разбором алгоритмов составления уравнений, взаимодействие кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрено в данной публикации.
Термическое разложение кислых солей
Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 оС. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:
Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.
Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:
Химические свойства основных солей
Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:
Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:
Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)
В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.
Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)4]— и [Zn(OH)4]2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:
Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:
Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:
![Na[Al(OH)4] + 4HCl → NaCl + AlCl3 + 4H2O](https://scienceforyou.ru/wp-content/uploads/2017/07/NaAlOH4-plus-4HCl.svg){kind=small}
При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:
![Na[Al(OH)4] + HCl → NaCl + Al(OH)3↓ + H2O](https://scienceforyou.ru/wp-content/uploads/2017/07/NaAlOH4-plus-HCl.svg){kind=small}
Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:
![Na[Al(OH)4] + CO2 → NaHCO3 + Al(OH)3↓](https://scienceforyou.ru/wp-content/uploads/2017/07/NaAlOH4-plus-CO2.svg){kind=small}
![Na2[Zn(OH)4] + 2CO2 → 2NaHCO3 + Zn(OH)2↓](https://scienceforyou.ru/wp-content/uploads/2017/07/Na2ZnOH4-plus-2CO2.svg){kind=small}
В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:
![Na[Al(OH)4] + SO2 → NaHSO3 + Al(OH)3↓](https://scienceforyou.ru/wp-content/uploads/2017/07/NaAlOH4-plus-SO2-1.svg){kind=small}
В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:
При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат:
![Na2[Zn(OH)4] → Na2ZnO2 + 2H2O](https://scienceforyou.ru/wp-content/uploads/2017/07/razlozhenie-tetragidroksocinkata.svg){kind=small}
![Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O](https://scienceforyou.ru/wp-content/uploads/2017/07/razlozhenie-tetragidroksoaluminata.svg){kind=small}
Разложение веществ
Материал по химии
- Реакции разложения солей
- Разложение нитратов
- Особые реакции разложения нитратов
- Разложение солей аммония
- Разложение карбонатов
- Разложение гидрокарбонатов
- Разложение гидросульфитов
- Разложение сульфитов
- Разложение сульфатов
- Уравнения реакций разложения комплексных солей
- Реакция разложения дихромата калия и перманганата калия
- Разложение бертолетовой соли
- Разложение гидроксидов
- Разложение органических веществ
- Разложение кислот
Реакции разложения солей
Термическому разложению подвергаются многие соли – карбонаты, нитраты, нитриты, сульфаты, кислые, основные и комплексные соли. Рассмотрим наиболее популярные уравнения разложения солей. Разложение солей часто встречается в ЕГЭ по химии в линии заданий 31, это задание считается одним из самых сложных заданий экзамена.
Разложение нитратов
При установлении продуктов термического разложения нитратов удобно пользоваться рядом активности металлов, однако к нему следует добавить некоторые уточнения: литий и магний, обычно относятся к активным металлам, но разложение нитратов этих двух металлов происходит как у металлов средней активности. Медь относится к неактивным металлам, но разложение нитрата меди II идёт как разложение нитрата металла средней активности. Данные реакции являются весьма популярными в химии. На ЕГЭ задачи по разложению нитратов встречаются в заданиях линии 7 и 31.
Уравнения разложения нитратов активных металлов (кроме лития и магния):
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2↑ ‒ разложение нитрата калия
- 2NaNO3 → 2NaNO2 + O2↑ ‒ разложение нитрата натрия
- 2CsNO3 → 2CsNO2 + O2↑ ‒ разложение нитрата цезия
- 2RbNO3 → 2RbNO2 + O2↑ ‒ разложение нитрата рубидия
- Ca(NO3)2 → Ca(NO2)2 + O2↑ ‒ разложение нитрата кальция
- Ba(NO3)2 → Ba(NO2)2 + O2↑ ‒ разложение нитрата бария
- Sr(NO3)2 → Sr(NO2)2 + O2↑ ‒ разложение нитрата стронция
Уравнения разложения нитратов металлов средней активности, нитрата лития и нитрата меди II:
- 4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2↑ + O2↑ ‒ разложение нитрата лития
- 2Mg(NO3)2 → 2MgO + 4NO2↑ + O2↑ ‒ разложение нитрата магния
- 2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2↑ + O2↑ ‒ разложение нитрата цинка
- 2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2↑ + O2↑ ‒ разложение нитрата меди II
- 4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2↑ + 3O2↑ ‒ разложение нитрата алюминия
- 4Fe(NO3)3 → 2Fe2O3 + 12NO2↑ + 3O2↑ ‒ разложение нитрата железа III
- 4Cr(NO3)3 → 2Cr2O3 + 12NO2↑ + 3O2↑ ‒ разложение нитрата хрома III
Во всех приведенных реакциях степень окисления металла не изменяется. Это характерно для нитратов, содержащих металл в высшей или наиболее устойчивой степени окисления. Если же нитрат образован переходным металлом в низшей степени окисления, то при разложении этого нитрата происходит окисление еще и металла.
Особые реакции разложения нитратов
Разложение нитрата железа II:
- 4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2↑ + O2↑
В данной реакции два восстановителя – железа поднимает степень окисления с +2 до +3, кислород с ‒2 до 0. Окислитель – азот +5.
Аналогично идет реакция термического разложения нитрата хрома II:
- 4Cr(NO3)2 → 2Cr2O3 + 8NO2↑ + O2↑
Разложение нитрата марганца II идет иначе, так как для марганца следующей после +2 устойчивой степенью окисления является не +3, а +4:
- Mn(NO3)2 → MnO2 + 2NO2↑
Обратите внимание на то, что кислород в этой реакции не выделяется!
Задание в формате ЕГЭ с ответом:
Установите соответствие между названием вещества и продуктами его разложения: к каждой позиции, обозначенной буквой подберите позицию, обозначенную цифрой.
- нитрат железа II
- нитрат меди II
- нитрат ртути II
- нитрат магния
- нитрат калия
- нитрат серебра
- MeNO2 + O2
- MeO + NO2 + O2
- Me + NO2 + O2
- Me2O3 + NO2 + O2
Пример задания из КИМ ЕГЭ:
Установите соответствие между формулой вещества и продуктами его разложения: к каждой позиции, обозначенной буквой подберите позицию, обозначенную цифрой.
- LiNO3
- Cu(NO3)2
- RbNO2
- Zn(NO3)2
- Hg(NO3)2
- Al(NO2)3
- MeNO2 + O2
- MeO + NO2 + O2
- Me + NO2 + O2
- Me2O + NO2 + O2
- Me2O3 + NO2 + O2
Разложение нитрата аммония будет рассмотрено ниже, в реакциях разложения солей аммония.
Разложение солей аммония
При разложении солей аммония чаще всего образуется аммиак, исключения составляют соли, в которых анион проявляет окислительные свойства. Например, хлорид, бромид, йодид, сульфиды, карбонаты и фосфаты разлагаются без изменения степеней окисления (без ОВР). Процессы идут при нагревании:
- NH4Cl → NH3↑ + HCl↑ ‒ разложение хлорида аммония
- NH4Br → NH3↑ + HBr↑ ‒ разложение бромида аммония
- NH4I → NH3↑ + HI↑ ‒ разложение йодида аммония
- (NH4)2S → 2NH3↑ + H2S↑ ‒ разложение сульфида аммония
- NH4HS → NH3↑ + H2S↑ ‒ разложение гидросульфида аммония
- (NH4)3PO4 → 3NH3↑ + H3PO4 ‒ разложение фосфата аммония
- (NH4)2HPO4 → 2NH3↑ + H3PO4 ‒ разложение гидрофосфата аммония
- NH4H2PO4 → NH3↑ + H3PO4 ‒ разложение дигидрофосфата аммония
- (NH4)2CO3 → 2NH3↑ + CO2↑ + H2O↑ ‒ разложение карбоната аммония
- NH4HCO3 → NH3↑ + CO2↑ + H2O↑ ‒ разложение гидрокарбоната аммония
Разложение солей аммония с изменением степени окисления:
Разложение нитрита и нитрата аммония легко запомнить вместе, отнимите от этих солей всю воду и получите нужный продукт:
- NH4NO3 → 2H2O + N2O ‒ разложение нитрата аммония
- NH4NO2 → 2H2O + N2 ‒ разложение нитрита аммония
Задание по образцу ФИПИ:
Задана следующая схема превращений веществ. Определите, какие из указанных веществ являются веществами X и Y. В ответ запишите соответствующую последовательность цифр без пробелов и дополнительных знаков, сначала вещество Х, затем вещество Y.
- NH3
- NO
- NH4NO3
- N2
- N2O
Азот окисляется до NO
Удобно запоминать вместе и разложение дихромата и перманганата аммония, так как образуются сходные продукты – азот, оксид и соль:
- (NH4)2Cr2O7 → N2↑ + Cr2O3 + 4H2O↑ ‒ разложение дихромата аммония
- 2NH4MnO4 → N2↑ + 2MnO2 + 4H2O↑ ‒ разложение перманганата аммония
Попробуйте решить задание ЕГЭ:
Установите соответствие между названием вещества и продуктами его разложения: к каждой позиции, обозначенной буквой подберите позицию, обозначенную цифрой.
- нитрит аммония
- нитрат аммония
- дихромат аммония
- хлорид аммония
- N2 + Cr2O3 + H2O
- NH3 + Cl2 + H2
- N2 + H2O
- NO2 + Cr2O3 + H2O
- NH3 + HCl
- N2O + H2O
Разложение карбонатов
Реакции разложения карбонатов также происходит при нагревании. Карбонаты щелочных металлов (IА-группа), кроме карбоната лития, не разлагаются. Большинство других карбонатов разлагаются до оксидов, карбонат серебра и карбонат ртути разлагаются с выделением свободного металла.
- Li2CO3 → Li2O + CO2↑ ‒ разложение карбоната лития
- MgCO3 → MgO + CO2↑ ‒ разложение карбоната магния
- CaCO3 → CaO + CO2↑ ‒ разложение карбоната кальция
- CuCO3 → CuO + CO2↑ ‒ разложение карбоната меди II
- 2HgCO3 → 2Hg + 2CO2↑ + O2↑ ‒ разложение карбоната ртути II
- 2Ag2CO3 → 4Ag + 2CO2↑ + O2↑ ‒ разложение карбоната серебра
Какие из перечисленных карбонатов разлагаются?
- Na2CO2
- MgCO3
- CaCO3
- K2CO3
- Cs2CO3
- CuCO3
При разложении каких карбонатов образуется оксид металла?
- Na2CO3
- HgCO3
- Li2CO3
- CaCO3
- Ag2CO3
- FeCO3
Разложение гидрокарбонатов
Гидрокарбонаты разлагаются до соответствующих карбонатов:
- 2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2↑ + H2O↑ ‒ разложение гидрокарбоната натрия
- Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2↑ + H2O↑ ‒ разложение гидрокарбоната кальция
При длительном нагревании происходит более глубокое разложение (это не качается гидрокарбонатов щелочных металлов, они в любом случае остаются карбонатами).
Например, в некоторых задачах может встретиться следующая фраза «гидрокарбонат нагревали до постоянной массы» или «смесь гидрокарбоната и карбоната нагревали до постоянной массы», какие реакции следует указать?
Если нагревают гидрокарбонат щелочного металла, то реакция одна:
- 2KHCO3 → K2CO3 + CO2↑ + H2O↑
Если нагревают другие гидрокарбонаты, то нужно писать две реакции:
- Ba(HCO3)2 → BaCO3 + CO2↑ + H2O↑ ‒ нагревание
- BaCO3 → BaO + CO2↑ ‒ при продолжении нагревания
Разложение гидросульфитов
Идет сходным с разложением гидрокарбонатов образом, при термическом размножении этих солеи образуются сульфиты и выделяется газ:
- 2KHSO3 → K2SO3 + SO2↑ + H2O↑ ‒ разложение гидросульфита калия
- Ba(HSO3)2 → BaSO3 + SO2↑ + H2O↑ ‒ разложение гидросульфита бария
Разложение сульфитов
В отличие от реакция термического разложения карбонатов, большинство сульфитов разлагаются при нагревании со сменой степени окисления (происходит реакция самоокисления-самовосстановления или диспропорционирования). При нагревании сульфита образуется смесь сульфидов и сульфатов:
- 4Na2SO3 → 3Na2SO4 + Na2S ‒ термическое разложение сульфита натрия
- 4CaSO3 → 3CaSO4 + CaS ‒ термическое разложение сульфита кальция
Разложение сульфатов
Сульфаты щелочных металлов не разлагаются при нагревании. Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла, сульфаты остальных металлов разлагаются до оксида металла, сернистого газа и кислорода.
Уравнения реакция разложения сульфатов:
- 2CaSO4 → 2CaO + 2SO2↑ + O2↑ ‒ реакция разложения сульфата кальция
- Ag2SO4 → 2Ag + 2SO2↑ + O2↑ ‒ реакция разложения сульфата серебра
Уравнения реакций разложения комплексных солей
При нагревании комплексные соли теряют воду, превращаясь в средние соли, степени окисления при этом не изменяются:
- Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O↑ ‒ разложение тетрагидроксоалюмината натрия
- K2[Zn(OH)4] → K2ZnO2 + 2H2O↑ ‒ разложение тетрагидроксоцинката калия
- Ca[Be(OH)4] → CaBeO2 + 2H2O↑ ‒ разложение тетрагидроксобериллата кальция
- Ba[Al(OH)4]2 → Ba(AlO2)2 + 4H2O↑ ‒ разложение тетрагидроксоалюмината бария
Реакция разложения дихромата калия и перманганата калия
На ЕГЭ по химии реакции разложения дихромата калия и перманганата калия часто встречаются в заданиях линии 29 и 31.Эти две реакции похожи, поэтому их удобно запоминать сразу парой:
- 4K2Cr2O7 → 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2↑ ‒ уравнение термического разложения дихромата калия
- 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑ ‒ уравнение термического разложение перманганата калия
Разложение бертолетовой соли
Бертолетова соль или хлорат калия разлагается на разные продукты в зависимости от условий. При нагревании до 150-300ºС в присутствие катализатора образуется хлорид калия и кислород:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2↑
Сходным образом разлагается перхлорат калия:
- KClO4 → KCl + 2O2↑
При температуре 400ºС бертолетова соль разлагается на перхлорат калия и хлорид калия:
- 4KClO3 → 3KClO4 + KCl
Флэш-карточки с разложением солей. Перед Вами лицевая сторона карточки с формулой соли, попробуйте вспомнить основные продукты разложения этой соли и нажмите на карточку, чтобы проверить реакцию:
-
K2Cr2O7
K2CrO4 + Cr2O3 + O2
-
KClO3 (400 градусов)
KClO4 + KCl
-
(NH4)2Cr2O7
N2 + Cr2O3 + H2O
-
-
-
-
-
-
-
Разложение гидроксидов
Еще одна популярная тема в разложении веществ – термическое разложение гидроксидов. Большинство нерастворимых гидроксидов неустойчивы, разлагаются на оксид и воду. При этом степень окисления металла не меняется. Растворимые гидроксиды (щелочи) не разлагаются, за исключением неустойчивого гидроксида аммония (который не является щелочью).
- 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O ‒ разложение гидроксида алюминия
- Zn(OH)2 → ZnO + H2O ‒ разложение гидроксида цинка
- Cu(OH)2 → CuO + H2O ‒ разложение гидроксида меди II
- 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O ‒ разложение гидроксида железа III
- NH4OH → NH3↑ + H2O или NH3·H2O → NH3↑ + H2O ‒ разложение гидроксида аммония
Разложение органических веществ
Сходным образом происходит и разложение органических веществ – гидроксидов метиламмония, диметиламмония, триметиламмония и некоторых других.
- [CH3-NH3]OH → CH3-NH2↑ + H2O ‒ разложение гидроксида метиламмония
- [(CH3)2-NH2]OH → (CH3)2-NH↑ + H2O ‒ разложение гидроксида диметиламмония
- [(CH3)3-NH]OH → (CH3)3-N↑ + H2O ‒ разложение гидроксида триметиламмония
Разложение кислот
Неустойчивыми кислотами являются угольная, сернистая кислота и азотистая кислота, они разлагаются даже при небольшом нагревании:
- H2CO3 → CO2↑ + H2O ‒ разложение угольной кислоты
- H2SO3 → SO2↑ + H2O ‒ разложение сернистой кислоты
- 2HNO2 → NO↑ + NO2↑ + H2O ‒ разложение азотистой кислоты без нагревания
- 3HNO2 → HNO3 + 2NO↑ + H2O – разложение азотистой кислоты при нагревании
Разложение остальных кислот требует нагревания:
- 4HNO3 → 4NO2 + O2↑ + 2H2O ‒ разложение азотной кислоты
- H2SiO3 → SiO2 + H2O – разложение кремниевой кислоты
Реакции разложения
При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.
Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.
Разложение оксидов
При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:
2HgO = 2Hg + O2
Разложение гидроксидов
Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:
2LiOH = Li2O + H2O
Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:
2AgOH = Ag2O + H2O
2CuOH = Cu2O + H2O
Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.
В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:
Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:
Разложение кислот
При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.
Например , кремниевая кислота:
Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:
В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.
Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:
Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:
При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:
Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:
Разложение солей
Разложение хлоридов
Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.
Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:
2AgCl → Ag + Cl2
Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:
Разложение нитратов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.
Например , разложение нитрата калия:
Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.
Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:
При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:
Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:
Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:
При более высокой температуре образуются азот и кислород:
Разложение карбонатов и гидрокарбонатов
Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.
Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:
Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:
Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:
Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:
При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:
Разложение сульфатов
Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:
Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:
Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов
Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:
Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).
Разложение сульфитов
Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:
Разложение солей аммония
Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:
Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:
Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.
Разложение перманганата калия
Разложение хлората и перхлората калия
Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:
4KClO3 → 3KClO4 + KCl
При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:
Реакция разложения: примеры и уравнение
Часто от приличных на вид людей можно услышать о вреде для здоровья какого-то продукта или средства. Причем главным аргументом в пользу такого утверждения будет фраза: «Это химия!». Однако так говорить могут лишь те, кто в школе явно прогуливал уроки по данному предмету. Дело в том, что человеческий, да и любой биологический организм, сам по себе состоит из множества органических и неорганических веществ. При этом поддерживать его жизнеспособность помогают различные процессы, непрерывно происходящие внутри него. Одним из главных среди них — является химическая реакция разложения. Давайте узнаем больше о ней и особенностях ее протекания с органическими и неорганическими веществами.
Что за процесс называется химической реакцией
Прежде всего, стоит узнать значение понятия «химическая реакция». Это словосочетание означает превращение одного и более исходных веществ (называются реагентами) в другие. В процессе подобной метаморфозы ядра атомов взаимодействующих соединений не поддаются изменениям, однако происходит перераспределение электронов. Таким образом, после превращения на выходе образуются новые атомные соединения.
Химические реакции имеют качественное отличие от физических и ядерных.
- В результате первых исходные реагенты никогда не меняют свой состав, хотя и способны образовывать смеси или переходить из одного агрегатного состояния в другое. В отличие от них, процессы химические сопровождаются образованием новых соединений, с совершенно иными свойствами.
- Результатом вторых является изменения изотопного состава и числа атомов. Таким образом, на выходе из одних элементов, образовываются другие. Однако для химических процессов, столь глубокие метаморфозы не характерны. Поскольку изменения, произошедшие из-за них, не влияют на внутреннюю структуру атомов.
Условия протекания химических реакций
Во многих случаях, для успешного протекания процессов такого рода, необходим просто физический контакт реагентов друг с другом или их смешивание. Но часто для начала химической реакции, ей необходимы катализаторы. В этой роли могут выступать как различные вещества, так и определенные внешние условия.
- Воздействие температуры. Для того чтобы запустить отдельные химические процессы, необходимо нагревать реагенты. К примеру, чтобы начать реакцию разложения карбоната кальция, это температуру этого соединений необходимо повысить до 900-1200 °C.
- Электромагнитные волны. Наиболее эффективно стимулирующей протекание любых процессов является воздействие на реагенты световыми волнами. Такие реакции носят название «фотохимические». Классическим примером такой реакции является фотосинтез.
- Ионизирующее излучение.
- Воздействие электрического тока.
- Разного рода механическое влияние на реагирующие вещества.
Какие виды химических реакций существуют
Классификация подобных процессов в основном производится по шести признакам.
- По наличию границы разделения фаз: гомо-/гетерогенные реакции.
- По выделению/поглощению тепла: экзотермически и эндотермические процессы.
- По наличию/отсутствию катализаторов: каталитические и некаталитические реакции.
- По направлению протекания: обратимые и необратимые процессы. В зависимости от данной категории находится тип знака между левой и правой частями химического уравнения. При необратимых — это две стрелки направленные в противоположные стороны, при обратимых — только одна, направленная слева на право.
- По изменению степени окисления. По этому принципу выделяют окислительно-восстановительную реакцию.
- Разложение (расщепление), соединение, замещение и обмен – это виды химических процессов по типу метаморфоз реагентов.
Реакция разложения (расщепления): что это
Под данным термином подразумевается процесс, в результате которого одно сложное вещество разделяется на два и более простых. В большинстве случаев катализатором для этого выступает высокая температура. По этой причине данный процесс еще называют реакцией термического разложения.
В качестве примера можно привести один из классических способов получения чистого кислорода (О2) в промышленности. Это происходит в следствии нагревании KMnO4 (более известен всем под бытовым названием «марганцовка»).
В результате расщепления образуется не только кислород, но и манганат калия (K2MnO4) , а также диоксид марганца (MnO2).
Уравнение реакции разложения
Любое химическое уравнение состоит из двух частей: левой и правой. В первой из них записываются реагирующие соединения, а во второй – продукты реакции. Между ними обычно ставится направленная вправо стрелка. Иногда она бывает двухсторонней, если речь идет об обратимом процессе. В отдельных случаях ее допустимо заменить знаком равенства (=).
Рассматриваемый процесс, как и остальные виды химических процессов, имеет собственную формулу. Схематически уравнение реакции разложения выглядит таким образом: AB (t) → A+B.
Стоит помнить, что преимущественное большинство таких процессов происходит под воздействием тепла. Чтобы сообщить об этом, над стрелкой или рядом с ней часто ставится либо литера t, либо треугольник. Однако, иногда вместо тепла, в роли катализаторов выступают различные вещества, излучения.
В рассмотренной выше формуле AB — то исходное сложное соединения, A, B – это новые вещества, образованные в результате реакции разложения.
Примеры практические такого процесса встречаются очень часто. Можно проиллюстрировать данную формулу, с помощью уравнения процесса, описанного в предыдущем пункте: 2KMnO4 (t) → K2MnO4 + MnO2 + O2↑.
Виды реакций разложения
В зависимости от типа катализатора (который способствует расщеплению сложного вещества на более простые) выделяют несколько видов разложения.
- Биодеградация – распад веществ вследствие деятельности живых организмов (микроорганизмы, грибы, водоросли). Более простым языком данный процесс можно назвать гниением. Именно из-за него портятся продукты. В одной стороны это препятствует их долгому хранению, с другой – помогает природе утилизировать все лишнее, восстанавливая таким образом экосистемы.
- Радиолиз – распад соединений при помощи воздействия на их молекулы ионизирующим излучением.
- Термолиз – повышение температуры для того, чтобы запустить реакцию разложения (примеры подобных процессов можно найти в пунктах 8-9).
- Сольволиз – обменное разложения между растворенным веществом и непосредственно самим растворителем. В зависимости от типа последнего, выделяются такие виды этого процесса: гидролиз (вода), алколиз (спирты), аммонолиз (амиак).
- Электролиз – разложение молекул с помощью воздействия на них электрического тока (пример в следующем пункте).
Расщепление Н2О
Разобравшись с теорией, касающейся реакции разложения, примеры практические ее проведения стоит рассмотреть. Поскольку Н2О сегодня является одним из наиболее доступных веществ для проведения химических опытов, стоит начать с нее.
Данная реакция разложения воды именуется еще электролизом и выглядит таким образом: 2Н2О (электрический ток) → 2Н2↑ + О2↑.
Расшифровывается данное уравнение так: под воздействием на молекулы воды электрического тока, они расщепляют и образуют два газа – кислород и водород.Стоит отметить, что этот метод активно используется на подводных лодках для получения кислорода. В современном мире он заменил более дорогой способ получения этого жизненно важного вещества из пероксида натрия (Na2O2), с помощью его взаимодействия с углекислым газом: Na2O2 + CO2↑ → Na2CO3 + O2↑.
В перспективе реакция разложения воды может иметь огромное значение для будущего планеты. Поскольку таким образом можно добывать не только кислород, но и водород, использующийся как ракетное топливо. Разработки в этой области уже ведутся многие годы, однако основной проблемой является необходимость снизить количество энергозатрат на расщепление молекул воды.
Расщепление Н2О2
Среди других примеров реакции разложения стоит обратить внимание на образование воды и кислорода из пероксида водорода (перекись).
Данный процесс также является термическим, поскольку для его начала, необходимо, чтобы исходное веществ было нагрето до температуры в 150 °C.
Именно по этой причине, перекись водорода (которую большинство использует для обработки ран) не превращается в воду, стоя в домашних аптечках.
Однако стоит помнить, что реакция разложения пероксида водорода может происходить и при обычной комнатной температуре, если вещество контактирует с такими соединениями, как каустическая сода (NaOH) или диоксид марганца (MnO2). Также в роли катализаторов могут выступать платина (Pt) и купрум (Cu).
Реакция термического разложения CaCO3
Еще одним интересным примером может служить расщепление карбоната кальция. Данный процесс можно записать с помощью такого уравнения: CaCO3 (t) → CaO + CO2↑.
Продуктом этой реакции буде негашеная известь (оксид кальция) и углекислый газ.
Представленный выше процесс активно используется в промышленности для получения углекислого газа. Подобные реакции производятся в специализированных шахтах, поскольку расщепление карбоната кальция происходит лишь при температуре от 900 °C.
Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ
Свойства простых веществ:
Свойства сложных веществ:
Особенности протекания реакций:
Реакции разложения
1) термическое разложение нерастворимых оснований (а также LiOH и Ca(OH)2):
Ca(OH)2 → CaO + H2O
2LiOH → Li2O + H2O
Mg(OH)2 → MgO + H2O
Fe(OH)2 → FeO + H2O
Cu(OH)2 → CuO + H2O;
2) термическое разложение нерастворимых карбонатов:
CaCO3 → CaO + CO2
FeCO3 → FeO + CO2
MgCO3 → MgO + CO2;
3) термическое разложение гидрокарбонатов:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O
Mg(HCO3)2 → MgCO3 + CO2 + H2O
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O;
4) термическое разложение некоторых кислот:
H2CO3 → CO2 + H2O
H2SO3 → SO2 + H2O
H2SiO3 → SiO2 + H2O
4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O
5) термическое разложение нитратов:
MNO3 → MNO2 + O2 M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов левее Mg, исключая Li. MNO3 → MO + NO2 + O2 M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li. MNO3 → M + NO2 + O2 M – металл, находящийся в ряду напряжений металлов правее Cu. 6) термическое разложение солей аммония:
NH4Cl → NH3 + HCl
(NH4)3PO4 → H3PO4 + 3NH3
(NH4)2CO3 → 2NH3 + CO2+ H2O
NH4HCO3 → NH3 + CO2+ H2O
Соли аммония азотной и азотистой кислот разлагаются с изменением степени окисления:
NH4NO3 → N2O + H2O
NH4NO2 → N2 + H2O7) некоторые примеры термического разложения с изменением степени окисления (разложение нитратов также идет с изменением степени окисления):
2H2O2 → 2H2O + O2
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
термическое разложение солей кислот хлора:2KClO3 → 2KCl + 3O2 (t, kt = MnO2)
9) термическое разложение гидроксокомплексов:
K2[Zn(OH)4] → K2ZnO2 + 2H2O (t)
Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O (t)источники:
http://fb.ru/article/330496/reaktsiya-razlojeniya-primeryi-i-uravnenie
http://chemrise.ru/theory/lessons11/rules_decomposition_11
Этот вид расщепления имеет подвид – пиролиз. От обычного термолиза он отличается тем, что помимо воздействия высокой температуры на молекулы вещества, также их лишают возможности взаимодействовать с кислородом (О2).
термическое разложение солей кислот хлора:Химические свойства средних солей
Взаимодействие средних солей с металлами
Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.
Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):
В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:
Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.
Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов
Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)x.
Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:
- в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
- исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.
Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.
Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:
- 1) PbS + KOH
- 2) FeCl3 + NaOH
Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:
В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:
Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:
В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:
Реакции средних солей с кислотами
Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.
Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:
Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H2S, H2CO3, H2SO3, HF, HNO2, H2SiO3 и все органические кислоты.
Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):
Следует отметить, что сероводород H2S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):
Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:
Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:
Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:
Реакции средних солей с другими средними солями
Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:
- исходные соли растворимы;
- в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.
Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.
В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:
Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:
Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH4+ и анионы NO2— , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:
Реакции термического разложения солей
Разложение карбонатов
Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:
а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:
Разложение нитратов
Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:
Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:
Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония:
Разложение солей аммония
Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:
В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N2 или оксид азота (I):
Химические свойства кислых солей
Отношение кислых солей к щелочам и кислотам
Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:
Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:
так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:
Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:
Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:
Термическое разложение кислых солей
Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 оС. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:
Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.
Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:
Химические свойства основных солей
Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:
Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:
Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)
В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.
Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)4]— и [Zn(OH)4]2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:
Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:
Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:
При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:
Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:
В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:
В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:
При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат:
Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
281
6d9 7s1
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Металлы
Неметаллы
Щелочные
Щелоч-зем
Благородные
Галогены
Халькогены
Полуметаллы
s-элементы
p-элементы
d-элементы
f-элементы
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.