Все свойства неорганических веществ егэ химия - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Характерные химические свойства простых веществ — металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия, переходных металлов — меди, цинка, хрома, железа

Простые вещества — металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век).

Начавшаяся примерно $100$ лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до $3000°С$; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминий и магний.

Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов и сплавов — все зависит от поставленной цели и необходимых для ее достижения свойств материала.

Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}3p^{0}3d^{0}$, где $3s, 3p, 3d$ — валентные орбитали.

Единственный валентный электрон атома натрия $3s^1$ может занимать любую из девяти свободных орбиталей — $3s$ (одна), $3р$ (три) и $3d$ (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решетка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Такую химическую связь называют металлической. Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла.

Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь — это связь в металлах и сплавах между атомионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ — существовать в нескольких кристаллических модификациях — называют полиморфизмом.

Например, железо имеет четыре кристаллических модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

$α$ — устойчива до $768°С$, ферромагнитная;
$β$ — устойчива от $768$ до $910°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
$γ$ — устойчива от $910$ до $1390°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
$δ$ — устойчива от $1390$ до $1539°С$ ($t°_{пл.} железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модификации:

$α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
$β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). Это белое олово.

Белое олово — серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже $13,2°С$ он рассыпается в серый порошок, т.к. при переходе $β→α$ значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны определять и объяснять их физические свойства.

Каковы же они? Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства.

Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.

Почему металлы пластичны?

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, а так как электроны перемещаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов характерна большая пластичность.

Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

Наиболее пластичные металлы — это $Au, Ag, Sn, Pb, Zn$. Они легко вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить золотую фольгу толщиной $0,003$ мм, а из $0,5$ г этого металла можно вытянуть нить длиной $1$ км.

Даже ртуть, которая, как вы знаете, при комнатной температуре жидкая, при низких температурах в твердом состоянии становится ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь $Bi$ и $Mn$, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и медный цвета.

Хотя на практике металл не всегда нам кажется светлым телом. Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому самородная медь выглядит зеленоватым камнем. А во-вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листы серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они имеют голубовато-зеленый цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными.

Наибольшую отражательную способность имеют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожекторах.

Почему металлы имеют высокую электрическую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет перемещение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует, у большинства металлов появляется сверхпроводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать.

Наибольшую электрическую проводимость имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, наименьшую — марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется теплопроводность металлов.

Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов, связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы ($Li, K, Na, Rb, Cs$), атомы которых имеют один валентный электрон, мягкие, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) и плавятся при невысоких температурах (например, температура плавления цезия $29°С$). Единственный металл, жидкий при обычных условиях, — ртуть — имеет температуру плавления, равную $–38,9°С$.

Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре ($842°С$).

Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона.

Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления наблюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для металлов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осуществляемой электронами внешнего слоя с $s$-орбиталей.

Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_{пл.}=3420°С$ (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл — это хром $Cr$ (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изготавливают металлорежущий инструмент, тормозные колодки тяжелых машин и др.

Металлы по-разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способностью сильно намагничиваться. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля — это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем, — диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

а) плотности — легкие ($ρ < 5 г/см^3$) и тяжелые (все остальные);

б) температуре плавления — легкоплавкие и тугоплавкие.

Железо и его сплавы принято считать черными металлами, а все остальные — цветными.

Существуют классификации металлов по химическим свойствам.

Металлы с низкой химической активностью называют благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги — осмий, иридий, рутений, палладий, родий).

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, радий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды).

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т.е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева, изменяется закономерно.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Восстановительную активность металла в химических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сделать следующие важные заключения о химической активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стандартных условиях ($t=25°С, р=1 атм$):

Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).
Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе.

Восстановительная активность металла, определенная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.

Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе $Na$ — более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов $Li^+$ значительно больше, чем энергия гидратации $Na^+$, поэтому первый процесс является энергетически более выгодным.

Рассмотрев общие положения, характеризующие восстановительные свойства металлов, перейдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

1. С кислородом большинство металлов образуют оксиды — основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хрома (VI) $CrO_3$ или оксид марганца(VII) $Mn_2O_7$, не образуются при прямом окислении металла кислородом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы $Na, K$ активно реагируют с кислородом воздуха, образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими металлами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислородом воздуха, взаимодействуют с ним менее активно или при нагревании:

2. С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например:

3. С водородом самые активные металлы образуют гидриды — ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления $–1$, например:

Многие переходные металлы образуют с водородом гидриды особого типа — происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между атомами и ионами, при этом металл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объеме. Поглощенный водород находится в металле, по-видимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточного характера.

4. С серой металлы образуют соли — сульфиды, например:

5. С азотом металлы реагируют несколько труднее, т.к. химическая связь в молекуле азота $N_2$ очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металов со сложными веществами

1. С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания — щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, тоже могут при определенных условиях вытеснять водород из воды. Но алюминий бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т.к. протекает реакция: $2H_{2}+O_{2}=2H_2O$ (говорит водород). Железо взаимодействует с водой только в раскаленном виде:

2. С кислотами в растворе ($HCl, H_2SO_{4(разб.)}, CH_3COOH$ и др., кроме $HNO_3$) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например:

$2Al↖{0}+6{H}↖{+1}Cl=2Al↖{+3}Cl_{3}+3{H_2}↖{0}↑,$

$2CH_3COO{H}↖{+1}+Mg↖{0}=Mg↖{+2}(CH_3COO)_2+{H_2}↖{0}↑$

А вот свинец (и некоторые другие металлы), несмотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т.к. образующийся сульфат свинца $PbSO_4$ нерастворим и создает на поверхности металла защитную пленку.

3. С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде.

Например:

$Fe↖{0}+{Cu}↖{+2}SO_4=Fe↖{+2}SO_4+Cu↖{0}$

Нужно помнить, что реакция идет в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов — крупный русский физико-химик. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ряда напряжений металлов.

4. С органическими веществами. Взаимодействие с органическими кислотами аналогично реакциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

$2C_2H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_2H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Аналогично реагирует и фенол:

$2C_6H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_6H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А. Вюрца):

${2CH_3Cl}↙{хлорметан}+2Na→{C_2H_6}↙{этан}+2NaCl$

5. Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Например:

$2Al+2KOH+6{H_2}↖{+1}O=2K[Al↖{+3}(OH)_4]+3{H_2}↖{0}↑$.

6. Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

$Cu_3Au, LaNi_5, Na_2Sb, Ca_3Sb_2$ и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Химические свойства щелочных металлов ($Na, K$)

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления $+1$. Все они типичные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами:

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение — $Li$) образуют пероксиды. В свободном виде щелочные металлы не встречаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды — твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды $NaOH, KOH$ — твердые белые вещества, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: $Na_2CO_3$ — карбонат натрия; $Na_2CO_3·10H_2O$ — кристаллическая сода; $NaHCO_3$ — гидрокарбонат натрия, пищевая сода; $K_2CO_3$ — карбонат калия, поташ; $Na_2SO_4·10H_2O$ — глауберова соль; $NaCl$ — хлорид натрия, пищевая соль.

Химические свойства щелочноземельных металлов ($Ca, Mg$)

Кальций ($Ca$) является представителем щелочноземельных металлов, как называют элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щелочи. Кальций на внеш нем энергетическом уровне содержит два электрона, степень окисления $+2$.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний ($Mg$) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также $+2$. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает его химическую активность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. $MgO$ и $Mg(OH)_2$ проявляют основные свойства. Хотя $Mg(OH)_2$ и малорастворим, но окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Оксиды $MgO$ — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике $CaO$ называют негашеной известью, а $MgO$ — жженой магнезией, их используют в производстве строительных материалов.

Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты и называется гашением извести, а образующийся $Ca(OH)_2$ — гашеной известью. Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь $Ca(OH)_2$ в воде — известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодействием их с кислотами.

$CaCO_3$ — карбонат кальция, мел, мрамор, известняк. Применяется в строительстве. $MgCO_3$ — карбонат магния — применяется в металлургии для освобождения от шлаков. $CaSO_4·2H_2O$ — гипс. $MgSO_4$ — сульфат магния — называют горькой, или английской, солью, содержится в морской воде. $BaSO_4$ — сульфат бария — благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая каша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится $1,5%$ массы тела человека, $98%$ кальция содержится в костях.

Кальций и его соединения.

Кальций	Оксид и гидроксид кальция	Соли кальция
1. Серебристо-белый металл. 2. Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами: $2Ca+O_2=2CaO$ $Ca+Cl_2=CaCl_2$ $Ca+S=CaS$ $Ca+H_2=CaH_2$ 3. Вытесняет водород из воды: $Ca+2H_2O=Ca(OH)_2+H_2↑$ 4. Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия): $2Ca+ThO_2=Th+2CaO$ Получение Разложение электрическим током расплава хлорида кальция: $CaCl_2=Ca+Cl_2↑$	1. Порошки белого цвета. 2. Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида: а) взаимодействует с водой с образованием основания: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$ б) взаимодействует с кислотными оксидами: $CaO+SiO_2=CaSiO_3$ 3. Гидроксид кальция проявляет свойства сильного основания: $Ca(OH)_2=Ca^{2+}+2OH^{–}$ $Ca(OH)_2+CO_2=CaCO_3↓+H_2O$; $Ca(OH)_2+Ca(HCO_3)_2=2CaCO_3↓+2H_2O$$ Получение 1. Оксида — обжиг известняка: $CaCO_3=CaO+CO_2↑$ 2. Гидроксида — гашение негашеной извести: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$	1. Образует нерастворимый карбонат: $Ca^{2+}+CO_3^{2−}=CaCO_3↓$ и растворимый гидрокарбонат: $CaCO_{3(кр)}+CO_2+H_2O=Ca(HCO_3)_{2(р-р)}$ 2. Образует нерастворимый фосфат: $3Сa_{2+}+2PO_4^{3−}=Ca_3(PO_4)_2↓$ и растворимый дигидрофосфат: $Ca_3(PO_4)_{2(кр)}+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_{2(р-р)}$ 3. Гидрокарбонат разлагается при кипячении или испарении раствора: $Ca(HCO_3)_2=CaCO_3↓+CO_2↑+H_2O$ 4. Обожженный природный гипс: $CaSO_4·2H_2O=CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O$ затвердевает при взаимодействии с водой, снова образуя кристаллогидрат: $CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O=CaSO_4·2H_2O$

Химические свойства алюминия

Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $+3$.

Алюминий — серебристо-белый металл, $t°_{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в $1.6$ раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

Алюминий	Соединения алюминия
Оксид алюминия	Гидроксид алюминия
1. Серебристо-белый легкий металл. 2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ 3. Вытесняет водород из воды: $2Al+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2↑$ 4. Взаимодействует с кислотами: $2Al^{0}+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2^0{↑}$ 5. Взаимодействует с водным раствором щелочи: $2Al+2H_2O+2NaOH=2NaAlO_2+3H_2{↑}$ 6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): $8Al+3Fe_3O_4=9Fe+4Al_2O_3+Q$ Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): $2Al_2O_3=4Al+3O_2{↑}–3352 кДж$	1. Очень твердый порошок белого цвета 2. Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: $Al_2O_3+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al_2O_3+2OH^{–}=2AlO_2^{−}+H_2O$ Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ б) в реакции алюминотермии: $2Al+Fe_2O_3=Al_2O_3+2Fe$; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$	1. Белый нерастворимый в воде порошок. 2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует: а) с кислотами: $Al(OH)_3+3HCl=AlCl_3+3H_2O$ $Al(OH)_3+3H^{+}=Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al(OH)_3+NaOH=NaAlO_2+2H_2O$ $Al(OH)_3+OH^{–}=AlO_2^{−}+2H_2O$ 3. Разлагается при нагревании: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$ Образуется при: а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка): $Al^{3+}+3OH^{–}=Al(OH)_3↓$ б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка): $AlO_2^{−}+H^{+}+H_2O=Al(OH)_3↓$ Соли алюминия в водных растворах гидролизуются: $Al^{3+}+H_2O⇄AlOH^{2+}+H^{+}$ $AlOH^{2+}+H_2O⇄Al(OH)_2^{+}+H^{+}$ $Al(OH)_2^{+}+H_2O⇄Al(OH)_{3}+H^{+}$

Химические свойства меди

Медь ($Cu$) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: ($…3d^{10}4s^1$). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с $4s$-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления $+1(Cu_2O)$ и $+2(CuO)$.

Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник. Температура плавления $1083°С$.

Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

$Cu+2H_2SO_{4(конц.)}=CuSO_4+SO_2↑+2H_2O$;

$Cu+4HNO_{3(конц.)}=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O$.

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид $CuO$ черного цвета и воду:

$Cu^{2+}+2OH^{–}=Cu(OH)_2↓; Cu(OH)_2 {→}↖{t°} CuO+H_2O$

Химические свойства цинка

Цинк ($Zn$) — элемент побочной подгруппы II группы. Его электронная формула следующая: ($…3d^{10}4s^2$). Так как в атомах цинка предпоследний $d-$подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления $+2$.

Цинк — металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки.

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

$Zn+Cl_2→↖{t°}ZnCl_2$,

$2Zn+O_2→↖{t°}2ZnO$,

$Zn+S→↖{t°}ZnS$.

Цинк вытесняет водород из кислот:

$Zn+2Н^{+}=Zn^{2+}+H_2↑$

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании

Источник

	.металл	неметалл	вода	Кисл..оксид	Осн.оксид	Амф..оксид	кислота	Нерас.основание/	Щелочь(основание)	Амф.гидроксид	соль
металл	———	1.соль/Fe+Cl2-FeCl3/ 2.оксид;гидрид(только МЕ I;IIгрупп) карбид; нитрид , сульфид и др. Но!/щел.ме.первой группы обр-т пероксиды/Na2O2/кроме лития.	1.акт.ме=щелочь+H2 2.ср.акт.ме=основ.окcид+H2)при нагр.)но помни2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2-если снять оксидную пленку.и Mg+HOH=Mg(OH)2+H2	————но очень редко CO2+Mg(Zn)=MgO+CO	—————-	——————но алюминотермия/Al+Cr2O3=Al2O3+Cr/-	!!! =СОЛЬ+H2если .ме стоит до H2/(Fe+HCl=FeCl2+H2) 1/щел.ме. нельзя!/ 2/ но! HNO3 и к.H2SO4реагирует почти со всеми/кроме AU .Pt/ и H2 не выдел.	———	————-	————	= СОЛЬ+МЕ/.если ме стоит впереди МЕ из состава соли (но щел.мет.нельзя брать)
неметалл	+смотри↑	1.оксиды 2.водородные соед.(CH4/PH3/HCl/и другие	—————ноCl2+H2O=HCl+HClO	———но!CO2+C=2CO/ SiО₂ + 2С → Si + 2СО.	———-но 1.Осн.оксид ср.акт.ме или неакт.ме+H2=H2O+ME/при нагр./ 2.карботермияZnO+C=Zn+CO	———-—-	———но!-S+k.HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O/ С + к.2H₂SО₄ → СО₂ + 2SО₂ + 2Н₂О	————	Но!на холоде: Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O, при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O; (Cl2—Br2 также как и хлор/—I2—P4(белый)—Si —S)см.внизу	————	————но Более активные галогены вытесняют менее активные из их солей./Cl2+KBr=KCl+Br2/
Кислоксид	————но очень редко CO2+Mg(Zn)=MgO+CO	—- но!CO2+C=2CO/ SiО₂ + 2С → Si + 2СО.	=кислота/но! SiO2 не реагирует	—————	=соль	=соль/но реагируют только с оксидами сильных и средних кислот/	———	————	= соь +H2O или =кислая соль	=соль+H2O	—-но нелетучие оксиды вытесняют летучие из их солейSiO2+K2CO3=CO2+K2SiO3
	металл	неметалл	вода	Кисл.окид	Осн.оксид	Амф.оксид	кислота	Нер.основание	Щелочь/основание/	Амф.гидроксид	соль
Основ.оксид	—-	—— ————но 1.Осн.оксид ср.акт.ме или неакт.ме+H2=H2O+ME/при нагр./ 2.карботермияZnO+C=Zn+CO	=щелочь/но если оксид акт.Ме/+	=соль	—————	=двойная сольCaO+ZnO=CaZnO2; Li2O+Al2O3=2LiAlO2	=соль +H2O		——————-	=двойная соль +H2o (NaAlO2+H2O)если оксид акт.металла	—
кислота	+ +	———— но!-S+k.HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O/ С + к.2H₂SО₄ → СО₂ + 2SО₂ + 2Н₂О	————-	—————	=соль +H2O	=соль+H2O	———-	= Соль +H2O	= Соль +H2O	= Соль +H2O	=Соль+кислота/если кислота сильная а соль образована слабой кислотой и соль выпадает в осадок
Щелочь(основание)	—	—————	—————	= соь +H2O или =кислая соль	—————	+H2o=Na2⌠Zn(OH)4⌡комплексная соль в растворе .а при сплавлении соль Na2znO2*но!(железо не обр-т).	=соль+H2O	—————	———————	=компл.соль.Al(OH)3+NaOH=Na⌠Al(OH)4⌡в растворе а при сплавлении будетNaAlO2+2H2O	=нерастворимое основание+H2O/ если в составе соли металл неакт. Или сред.активный/
	металл	неметалл	вода	Кисл.оксид	Осн.оксид	Амф.оксид	кислота	Нер.основание	щелочь	Амф.гидроксид	соль
соль	СОЛЬ+МЕ/.если ме стоит впереди МЕ из состава соли (но щел.мет.нельзя брать)	——но но Более активные галогены вытесняют менее активные из их солей.	но иногда кристаллогидрат CuSO4.H2Oи гидролиз некоторых солей.	————-	————	—————	=Соль+кислота/если кислота сильная а соль образована слабой кислотой и соль выпадает в осадок	————-	=нерастворимое основание+H2O/ если в составе соли металл неакт. Или сред.активный/	————-	=соль(нераст.)+соль/исходные соли должны быть растворимые/
.Нагревание разложение	—	—-	ток=H2+O2	——	——		Угольная.сернистая.	=осн.оксид+вода	——————но NH4OH——NH3+H2O	=осн.оксид+вода	Карбонаты.сульфиты.силикаты и др.нитраты по схеме:см.прим.

31-3 (NH4)2CO3—2NH3+CO2+H2O
NH4NO3—N2O+2H2O

3I2+6NaOH = NaIO3+5NaI+3H2O
3s+6NaOH = Na2SO3+2Na2S+3H2O P4+3NaOH+3H2O = 3NaH2PO3+PH3 /P4-белый
фосфор/

Si+2NaOH+H2O = Na2SiO3+2H2
(H2; O2; N2; C)——НЕ ВЗАИМОДЕЙСТВУЮТ!

Источник

Химические свойства основных классов неорганических соединений

Кислотные оксиды

Кислотный оксид + вода = кислота (исключение — SiO2)

SO3 + H2O = H2SO4

Cl2O7 + H2O = 2HClO4

Кислотный оксид + щелочь = соль + вода

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O

Кислотный оксид + основный оксид = соль

CO2 + BaO = BaCO3

SiO2 + K2O = K2SiO3

Основные оксиды

Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)

CaO + H2O = Ca(OH)2

Na2O + H2O = 2NaOH

Основный оксид + кислота = соль + вода

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O

Основный оксид + кислотный оксид = соль

MgO + CO2 = MgCO3

Na2O + N2O5 = 2NaNO3

Амфотерные оксиды

Амфотерный оксид + кислота = соль + вода

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)

ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O (Или : ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4])

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (Или: Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4])

Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

ZnO + CO2 = ZnCO3

Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)

ZnO + Na2O = Na2ZnO2

Al2O3 + K2O = 2KAlO2

Cr2O3 + CaO = Ca(CrO2)2

Кислоты

Кислота + основный оксид = соль + вода

2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O

3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

Кислота + амфотерный оксид = соль + вода

3H2SO4 + Cr2O3 = Cr2(SO4)3 + 3H2O

2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O

Кислота + основание = соль + вода

H2SiO3 + 2KOH = K2SiO3 + 2H2O

2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H2O

Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода

3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H2O

2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O

Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты

2HBr + CaCO3 = CaBr2 + H2O + CO2

H2S + K2SiO3 = K2S + H2SiO3

Кислота + металл (находящийся в ряду напряжений левее водорода) = соль + водород

2HCl + Zn = ZnCl2 + H2

H2SO4 (разб.) + Fe = FeSO4 + H2

Амфотерные гидроксиды

Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O

Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Щелочи

Щелочь + кислотный оксид = соль + вода

Ba(OH)2 + N2O5 = Ba(NO3)2 + H2O

2NaOH + CO2 = Na2СO3 + H2O

Щелочь + кислота = соль + вода

3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O

Bа(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O

Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода

2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O (Или : 2NaOH + ZnO + H2O = Na2[Zn(OH)4])

Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]

Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль

Ca(OH)2 + Cu(NO3)2 = Cu(OH)2 + Ca(NO3)2

3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl

Щелочь + амфотерный металл (Al, Zn) + вода = соль + водород

2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

2KOH + 2Al + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2

Соли

Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота

Na2SiO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2SiO3

BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + H2O + CO2 (H2CO3)

Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль ( проверить по таблице растворимости)

Pb(NO3)2 + K2S = PbS + 2KNO3

СaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl

Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание

Cu(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Cu(OH)2

2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3

Растворимая соль + металл = новая соль + новый металл

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag

Гидролиз солей

Гидролиз — это реакция обмена, между солью и водой .

Сильные и слабые электролиты

К сильным кислотам относятся:

H2SO4 (серная кислота),

HClO4 (хлорная кислота),

HClO3 (хлорноватая кислота),

HNO3 (азотная кислота),

HCl (соляная кислота),

HBr (бромоводородная кислота),

HI (иодоводородная кислота).

Слабые кислоты:

H2SO3 (сернистая кислота),

H2CO3 (угольная кислота),

H2SiO3 (кремниевая кислота),

H3PO3 (фосфористая кислота),

H3PO4 (ортофосфорная кислота),

HClO2 (хлористая кислота),

HClO (хлорноватистая кислота),

HNO2 (азотистая кислота),

HF (фтороводородная кислота),

H2S (сероводородная кислота),

большинство органических кислот, напр., уксусная (CH3COOH).

Слабые основания — это:все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)3, Cu(OH)2 и т. д.), NH4OH (гидроксид аммония).

Гидролиз солей.

Не все соли подвергаются гидролизу.

В зависимости от силы соответствующей кислоты и соответствующего основания, все соли можно условно разделить на 4 группы. Для каждой из этих групп характерен свой путь гидролиза.

Тип соли (сила кислоты и основания)	Сильная кислота, слабое основание	Слабая кислота, сильное основание	Слабая кислота, слабое основание	Сильная кислота, сильное основание
Направление гидролиза	По катиону	По аниону	По катиону и по аниону	Гидролиз не идет
Характер среды	Кислая	Щелочная	Близкая к нейтральной	Нейтральная
Продукты реакции	Кислота и основная соль	Основание и кислая соль	Довольно разнообразны —	—

Пример 1. Соль КNO3 образована сильной кислотой (HNO3) и сильным основанием (КOH). Гидролиз не идет, новых соединений не образуется, кислотность среды не изменяется. Среда нейтральная.

Пример 2. Соль ZnSO4 образована сильной кислотой (H2SO4) и слабым основанием ((ZnOH)2). Идет гидролиз по катиону, в ходе реакции образуются кислота и основная соль. Среда кислая.

Пример 3. Карбонат калия образован слабой кислотой (H2CO3) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз по аниону, образование щелочи и кислой соли. Щелочная среда раствора.

Пример 4. Сульфид алюминия образован слабой кислотой (H2S) и слабым основанием (Al(OH)3). Идет гидролиз как по катиону, так и по аниону. Необратимая реакция. В ходе процесса образуются H2S и гидроксид алюминия. Кислотность среды меняется в незначительной степени.

Источник

Свойства неорганических веществ (задание 31 ЕГЭ по химии)

Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) От названий к формулам Характеризуем вещества Свойства неорганических веществ Устанавливаем последовательность превращений

От названий к формулам

От названий к формулам Mn. O 2 (диоксид марганца) – пиролюзит Cr. O 3 (оксид хрома (VI)) – хромовый ангидрид

Термины, используемые при описании эксперимента • Навеска — это просто некоторая порция вещества определенной массы (её взвесили на весах). • Прокалить — нагреть вещество до высокой температуры и греть до окончания химических реакций. • «Взорвали смесь газов» — это значит, что вещества прореагировали со взрывом. Обычно для этого используют электрическую искру. Отфильтровать — отделить осадок от раствора. • Профильтровать — пропустить раствор через фильтр, чтобы отделить осадок.

Термины, используемые при описании эксперимента • Фильтрат — это профильтрованный раствор. • Растворение вещества — это переход вещества в раствор. Оно может происходить без химических реакций (например, при растворении в воде поваренной соли Na. Cl получается раствор поваренной же соли Na. Cl, а не щелочь и кислота отдельно), либо в процессе растворения вещество реагирует с водой и образует раствор другого вещества (при растворении оксида бария получится раствор гидроксида бария). Растворять можно вещества не только в воде, но и в кислотах, в щелочах и т. д. • Выпаривание — это удаление из раствора воды и летучих веществ без разложения содержащихся в растворе твёрдых веществ.

Термины, используемые при описании эксперимента • Упаривание — это просто уменьшение массы воды в растворе с помощью кипячения. • Сплавление — это совместное нагревание двух или более твёрдых веществ до температуры, когда начинается их плавление и взаимодействие. • Осадок и остаток. Очень часто путают эти термины. Хотя это совершенно разные понятия. «Реакция протекает с выделением осадка» — это означает, что одно из веществ, получающихся в реакции, малорастворимо. «Остаток» — это вещество, которое осталось, не истратилось полностью или вообще не прореагировало. Например, если смесь нескольких металлов обработали кислотой, а один из металлов не прореагировал — его могут назвать остатком.

Наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ ГАЗЫ: Окрашенные: Cl 2 – желто-зеленый; NO 2 – бурый; O 3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl 2 и NO 2 реагируют с ней. Бесцветные без запаха: Н 2, N 2, O 2, CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде. Бесцветные с запахом: HF, HCl, HBr, HI, SO 2 (резкие запахи), NH 3(нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты, PH 3(чесночный), H 2 S(тухлых яиц) мало растворимы в воде, ядовиты.

ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ: желтые Хроматы, например K 2 Cr. O 4 Дихроматы, например, K 2 Cr 2 O 7 Растворы солей железа (III), например, Fe. Cl 3, бромная вода, cпиртовые и спиртово водные оранжевые растворы йода – в зависимости от концентрации от жёлтого до бурого зеленые Гидроксокомплексы хрома (III), например, K 3[Cr(OH)6], соли никеля (II), например Ni. SO 4, манганаты, например, K 2 Mn. O 4 голубые Соли меди (II), например Сu. SO 4 От розового до Перманганаты, например, KMn. O 4 фиолетового От зеленого до Соли хрома (III), например, Cr. Cl 3 синего

ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ, ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ желтые Ag. Br, Ag. I, Ag 3 PO 4, Ba. Cr. O 4, Pb. I 2, Cd. S бурые Fe(OH)3, Mn. O 2 черные, черно- Сульфиды меди, серебра, железа, свинца бурые синие зеленые Cu(OH)2, KFе[Fe(CN)6] Cr(OH)3 – серо зеленый Fe(OH)2 – грязно зеленый, буреет на воздухе

ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые оранжевые красные черные Серые с металлическим блеском зеленые сера, золото, хроматы oксид меди (I) – Cu 2 O дихроматы бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe 2 O 3, Cr. O 3 Сu. O, Fe. O, Cr. O Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов. Cr 2 O 3, малахит (Cu. OH)2 CO 3, Mn 2 O 7 (жидкость)

Последовательность превращений Чёрный порошок, который образовался при длительном нагревании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10% ной серной кислоте и получили раствор голубого цвета. В раствор добавили щёлочь и выпавший осадок отделили и растворили в избытке концентрированного раствора аммиака. Сu Cu. O Сu. SO 4 Cu(OH)2 [Сu(NH 3)4](OH) 2

Последовательность превращений Сu Cu. O Сu. SO 4 Cu(OH)2 [Сu(NH 3)4](OH) 2 1) 2 Сu + O 2 = 2 Cu. O 2) Cu. O + H 2 SO 4 = Сu. SO 4 + H 2 O 3) Сu. SO 4 + 2 Na. OH =Cu(OH)2↓ + Na 2 SO 4 4) Cu(OH)2 +4 NH 4 OH = [Сu(NH 3)4](OH) 2+ 4 H 2 O

Последовательность превращений P P 2 O 5 H 3 PO 4 Ca 3(PO 4)2 Ca(H 2 PO 4)2 Вещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций.

Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций. 1) 4 P +5 O 2 = 2 P 2 O 5 2) P 2 O 5+ 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 3) 2 H 3 PO 4 + 3 Ca. O =Ca 3 (PO 4)2↓ + 3 H 2 O 4) Ca 3 (PO 4)2 +4 H 3 PO 4 = 3 Сa(H 2 PO 4)2

Свойства неорганических веществ Задание 37 требует от участника ЕГЭ знание свойств разнообразных неорганических веществ, связанных с протеканием как ОВР между веществами, так и обменных реакций, протекающих в растворах. Реакция лития или магния с азотом: 6 Li+N 2=2 Li 3 N 3 Mg+N 2=Mg 3 N 2 Горение магния в углекислом газе: 2 Mg+CO 2=2 Mg. O+C Особое свойство плавиковой кислоты: Si. O + 4 HF = 2 H O+ Si. F

Свойства неорганических веществ Необходимо обратить внимание на окислительно восстановительные реакции с участием озона, которые встречаются в материалах ЕГЭ: Na 2 S + 4 O 3 = Na 2 SO 4+ 4 2 O При подготовке к ЕГЭ необходимо помнить, что железо, реагируя с фтором, хлором и бромом, окисляется до степени окисления +3 и образует галогениды Fe. F 3, Fe. Cl 3, Fe. Br 3, но в реакции с иодом оно дает иодид железа (II) Fe. I 2

Свойства неорганических веществ Окислительные свойства солей трехвалентного железа: 2 Fe. Cl 3+Cu=Cu. Cl 2+2 Fe. Cl 2 2 Fe. Cl 3+Fe=3 Fe. Cl 2

Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: NH 3+O 2= kat NH 3+O 2= NH 3+Cu. O= NH 3+Br 2= NH 3+KMn. O 4=

Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: 4 NH 3+3 O 2=2 N 2+6 H 2 О kat 4 NH 3+5 O 2=4 NO+6 H 2 О 2 NH 3+3 Cu. O=N 2+3 Cu+3 H 2 О 8 NH 3+3 Br 2=N 2+6 NH 4 Br 2 NH 3+2 KMn. O 4=N 2+2 Mn. O 2+2 KOH +2 H О 2

Свойства неорганических веществ Малохарактерные для него окислительные свойства аммиак проявляет в реакциях с активными металлами: 2 NH 3+6 Mg=2 Mg 3 N 2+3 H 2 2 NH 3+2 Al=2 Al. N+3 H 2 Могут пригодиться знания об аммиачных комплексах: Cu. SO 4+4 NH 3=[Cu(NH 3)4]SO 4 Ag. Cl+2 NH 3=[Ag(NH 3)2]Cl

Свойства неорганических веществ Трудными оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе: K 2 SО 4 + Н 2 = Ag 2 SО 4 + Н 2 = Ba. SО 4 + Н 2 = Na 2 SО 4 + C = Ba. SО 4 + C = Na 2 SO 3 + S = Ca 3(РО 4)2 + Al =

Свойства неорганических веществ Трудными оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе: K 2 SО 4 + 4 Н 2 = К 2 S + 4 Н 2 О Ag 2 SО 4 + Н 2 = 2 Ag + Н 2 SО 4 Ba. SО 4 + 4 Н 2 = Ba. S + 4 Н 2 О Na 2 SО 4 + 4 C = Na 2 S + 4 CО Ba. SО 4 + 4 C = Ba. S + 4 CО Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 3 Ca 3(РО 4)2 + 16 Al = 3 Ca 3 Р 2 + 8 Al 2 О 3

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения азотной кислоты оксид азота (IV) должен быть доокислен, например кислородом воздуха: 4 NO 2 + 2 H 2 О = 4 HNO 3 Лабораторный способ получения хлороводорода: к твердому хлориду натрия приливают концентрированную серную кислоту Na. Cl (тв. ) + H 2 SO 4(конц. ) = Na. HSO 4 + HCl

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения бромоводорода из бромида натрия, концентрированная серная кислота не подойдет, так как выделяющийся бромоводород будет загрязнен парами брома. Можно использовать концентрированную фосфорную кислоту: Na. Br+ H 3 PO 4 (конц. ) = Na. H 2 PO 4 + HBr Кислоты-неокислители реагируют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, с выделением водорода и образованием соответствующей соли: Fe + 2 HCl = Fe. Cl 2 + H 2

Схема 1: Азотная кислота Кислота HNO 3 концентрированная разбавленная очень разбавленная Металлы образуется нитрат металла + продукт восстановления азота (не водород!) неактивные (правее NO 2 NO Н) кроме Au, Pt цинк NO 2 NH 4 NO 3 железо пассивация (при NO N 2, NH 4 NO 3 нагревании NO 2) алюминий пассивация (при N 2 NH 4 NO 3 нагревании NO 2) хром не растворяется марганец NO 2 NO бериллий пассивация NO щелочные N 2 O NH 4 NO 3 Щелочноземельные N 2 O NH 4 NO 3 магний N 2 O кислота неметалла в высшей степени окисления или Неметаллы ОКСИД (если кислота неустойчива) NO или NO 2 не реагируют!

Схема 2: Серная кислота Кислота неактивные металлы (после Н) цинк железо алюминий хром бериллий щелочные щелочноземельные и магний концентрированная – SO 2 + сульфат металла (Pt, Au – не реагируют!) SO 2 + сульфат металла только при нагревании SO 2 + сульфат металла (+3) Не реагирует Н 2 S + сульфат металла разбавленная не реагируют! сульфат металла (минимально возможной степени окисления) + Н 2

Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + HNO 3 (конц. ) = S + HNO 3 (конц. ) = H 2 S + HNO 3 (конц. ) = Fe. S 2 + HNO 3 (конц. ) =

Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + 5 HNO 3 (конц. ) = H 3 PO 4 + 5 NO 2 + H 2 O S + 6 HNO 3 (конц. ) = H 2 SO 4 + 6 NO 2 + 2 H 2 O H 2 S + 8 HNO 3 (конц. ) = H 2 SO 4 + 8 NO 2 + 4 H 2 O Fe. S 2 + 8 HNO 3 (конц. ) = Fe(NO 3)3 + 2 H 2 SO 4 + 5 NO + 2 H 2 O

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. HI + H 2 SO 4 (конц. ) = HBr + H 2 SO 4 (конц. ) = P + H 2 SO 4 (конц. ) =

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Серная кислота окисляет галогеноводороды HI и HBr ( но не HCl) до свободных галогенов, а неметаллы – до соответствующих им кислот: 8 HI + H 2 SO 4 (конц. ) = H 2 S + 4 I 2 + 4 H 2 O 2 HBr + H 2 SO 4 (конц. ) = SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O 2 P + 5 H 2 SO 4 (конц. ) =2 H 3 PO 4 + 5 SO 2 + 2 H 2 O

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Кислоты взаимодействуют с солями более слабых и более летучих кислот: Нелетучая, хотя и не самая сильная, серная кислота вытесняет все кислоты из их солей, а ее не может вытеснить ни одна кислота. Исключение: Cu. SO 4+H 2 S=Cu. S+ Н 2 SO 4

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии диссоциирует как кислота средней силы, по второй как слабая, а по третьей стадии диссоциация настолько незначительна, что в растворе ничтожно мало ионов РО 43. Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H 2 PO 4 , в меньшем количестве присутствуют HPO 42. По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О 2 Н 3 РО 4 + 2 К = 2 КН 2 РО 4 + Н 2

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Фосфат калия можно получить лишь при избытке щелочи: Н 3 РО 4 + 3 КОН(изб. ) = К 3 РО 4 + 3 Н 2 О Продуктом реакции аммиака с фосфорной кислотой может также быть кислая соль: NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4 Избыток щелочи переводит кислые соли в средние: Na 2 НРО 4 + Na. ОН (изб. ) = Na 3 РО 4 + Н 2 О

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Чтобы получить из основной соли среднюю соль нужно подействовать кислотой: Mg. OHCl + HCl = Mg. Cl 2 + H 2 O При добавлении сильной кислоты все соли ортофосфорной кислоты превращаются в дигидрофосфаты, которые растворимы в воде: Na 3 РО 4 + 2 НCl = Na. Н 2 РО 4 + 2 Na. Cl РО 43 + 2 Н+= Н 2 РО 4 Общее свойство всех нерастворимых фосфатов – их растворимость в растворах сильных кислот: Ca 3(РО 4)2 + 4 HNО 3 = Са(H 2 РО 4)2 + 2 Ca(NО 3)2

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Более сильное основание вытесняет более слабое из его солей: Al. Cl 3 + 3 Na. OH = Al(OH)3 + 3 Na. Cl Mg. Cl 2 + KOH = Mg. OHCl + KCl NH 4 Сl + Na. OH = Na. Cl + NH 3 + H 2 O Гидроксиды металлов разлагаются при нагревании, кроме Na. OH, KOH: 2 Al(OH)3 = Al 2 O 3 + 3 H 2 O 2 Fe(OH)3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Определенную трудность могут представлять окислительно восстановительные реакции щелочей с неметаллами: Cl 2 + 2 KOH = KCl + H 2 O + KCl. O (на холоду) (аналогично с Br 2, I 2) Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KCl. O 3 + 3 H 2 O (при нагревании) (аналогично с Br 2, I 2) Si + 2 KOH+ H 2 O = K 2 Si. O 3 + 2 H 2 3 S + 6 KOH = K 2 SO 3 + 2 K 2 S+ 3 H 2 O 8 P + 3 Ba(OH)2+ 6 H 2 O = 3 Ba(H 2 PO 2)2 + 2 PH 3 гипофосфит бария

Термическое разложение солей. Разложение нитратов 2 • Na. NO 3 = Na. NO 2 + ½ O 2 • 2 Cu(NO 3)2 = 2 Cu. O + 4 NO 2 + О 2 2 Fe(NO 3)3 = Fe 2 O 3 + 6 NO 2 + 1, 5 O 2 2 Fe(NO 3)2 = Fe 2 O 3 + 4 NO 2 + 0, 5 O 2 • 2 Ag. NO 3 = 2 Ag+ 2 NO 2 + O 2

Термическое разложение солей. Разложение солей аммония На аммиак и соответствующую кислоту разлагаются при нагревании только те соли аммония, которые содержат анион, не обладающий окислительными свойствами: (NH 4)2 CO 3 = 2 NH 3 + CO 2+ H 2 O (NH 4)2 HPO 4 = 2 NH 3 + H 3 PO 4 Чем сильнее кислота, тем труднее разложить соль: (NH 4)2 SO 4 = 2 NH 3 + NH 4 HSO 4 Если анион соли обладает окислительными свойствами, то аммиак не образуется: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O (NH 4)2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3+ 4 H 2 O

Термическое разложение солей. Разложение солей угольной кислоты Не разлагаются при нагревании карбонаты щелочных металлов (кроме Li 2 CO 3). Все остальные карбонаты и карбонат лития разлагаются на оксид металла и углекислый газ: Li 2 CO 3= Li 2 O + CO 2 Сa. CO 3= Ca. O + CO 2 Все гидрокарбонаты разлагаются сначала до карбонатов: Ca(HCO 3)2 = Сa. CO 3 + CO 2+ H 2 O При дальнейшем нагревании образовавшийся карбонат разлагается, как показано выше.

Термическое разложение солей. Разложение кислородосодержащих солей – окислителей: 2 KCl. O 3 = 2 KCl+ 3 O 2 4 KCl. O 3 = KCl+ 3 KCl. O 4 2 KMn. O 4 = K 2 Mn. O 4+ Mn. O 2 2 + O Разложение комплексных солей При нагревании разлагаются все комплексные соли, образованные амфотерными гидроксидами: Na Al(OH)4 = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O Na 2[Zn(OH)4] = Na Zn. O 2 + 2 H 2 O 2 Разложение основных солей При нагревании разлагаются многие основные соли: (Cu. OH)2 CO 3 = 2 Cu. O + CO 2+ H 2 O

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Mn. O 4 в кислой среде Mn 2+ бесцветный раствор в нейтральной среде Mn. O 2 бурый осадок в щелочной среде Mn. O 42 — зеленый раствор

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Cr 2 O 7 2 Cr. O 4 2 в кислой среде Cr 3+ сине-фиолетовый р-р в нейтральной среде Cr(OH)3 серо-зеленыйосадок в щелочной среде [Cr(OН)6]3 — раствор изумрудно-зеленого цвета

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей кислотная среда: 5 Na 2 SО 3 + 2 КМn. О 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 Mn. SO 4 +K 2 SO 4 + 5 Na 2 SО 4 + ЗН 2 О щелочная среда: Na 2 SО 3 + 2 КМn. О 4 + 2 KOH =2 K 2 Mn. O 4 + Na 2 SО 4 + Н 2 О нейтральная среда: 3 Na 2 SО 3 + 2 КМn. О 4 + H 2 O = 2 Mn. O 2 + 3 Na 2 SО 4 +2 KOН Примеры: P + КМn. О 4 + H 2 SO 4 = NH 3 + KMn. O 4 = K 2 Cr 2 O 7 + C + H 2 SO 4 =

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Примеры: P + 2 КМn. О 4 + H 2 SO 4 = 2 Mn. SO 4 + KH 2 PO 4 2 NH 3 + 2 KMn. O 4 = N 2 + 2 Mn. O 2 + 2 KOH + 2 H 2 O 2 K 2 Cr 2 O 7 + 3 C + 8 H 2 SO 4 = 3 CO 2 +2 Cr 2(SO 4)3 2 SO 4+ 8 H 2 O +2 K

Электролиз

Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода: 2 Hg. SO 4 + 2 H 2 O = 2 Hg + О 2 + 2 H 2 SO 4 1) на катоде: Hg 2+ + 2 e = Hg° 2) на аноде: 2 Н 2 О – 4 е = О 2 + 4 Н+ до водорода: Са. I 2 + 2 Н 2 О = Н 2 + I 2 + Са(ОН)2 1) на катоде: 2 Н 2 О + 2 e = 2 ОН + Н 2 2) на аноде: 2 I 2 e = I 2 электролиз раствора сульфата натрия: 1) на катоде: 2 H 2 O + 2 e = H 2 + 2 OH– 2) на аноде: 2 H 2 O – 4 e = O 2 + 4 H+ 3) Составлено общее уравнение электролиза: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2

Электролиз При электролизе солей, образованных металлами, находящимися в ряду активности между алюминием и водородом 4 Fe. Cl 3 + 6 H 2 O = 3 H 2 + 2 Fe + 6 Cl 2 + 2 Fe (OH)3 на катоде происходит конкурирующие восстановление катиона металла и воды, в результате на катоде выделяются металл и водород, а в растворе образуется гидроксид соответствующего металла; на аноде происходит окисление анионов бескислородных кислот, в частности выделяется Cl 2.

Электролиз солей карбоновых кислот -К -A CH 3 CH 2 COONa 3 CH 2 COO- + Na+ CH H 2 O Na+: H 2 O: 2 H 2 O + 2ē = H 20 + 2 OHАнод = графит – инертный! CH 3 CH 2 COOO- — ē = CH 3 CH 2 COO· свободный радикал, неустойчив CH 3 CH 2 COO· = CO 2 + C 2 H 5· свободный радикал, неустойчив CH 3 CH 2· + C 2 H 5· = CH 3 CH 2–CH 2 CH 3 CH 2 COONa + 2 H 2 O = = H 2 + 2 Na. OH + 2 CO 2 + CH 3 CH 2 -CH 2 CH 3

Электрохимический ряд напряжения металлов 1. Чем ближе стоит металл к началу ряда, тем сильнее его восстановительные свойства и тем слабее окислительная способность его ионов. 2. Металлы, стоящие до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот. Но следует иметь в виду, что свинец, стоящий перед водородом, не может вытеснить его из раствора серной кислоты, так как при контакте с этой кислотой на поверхности металла сразу же образуется защитный слой нерастворимого сульфата Pb. SO 4. Этот слой изолирует металл от кислоты.

Электрохимический ряд напряжения металлов 3. Металлы, стоящие до магния (щелочные и щелочно – земельные), вытесняют водород также из воды и любого водного раствора. По этой причине уравнения реакций между этими металлами и растворами кислот неокислителей (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (разб. )) не записывают. 4. По этой же причине не записывают уравнения реакций щелочных и щелочно – земельных металлов с растворами солей. Щелочной металл не вытесняет менее активный металл из раствора его соли. 5. Электрохимический ряд напряжений характеризует восстановительную способность металлов в водных растворах солей и не применим к расплавам солей. расплав Например: 2 Al + 3 Ca. Cl 2 = 2 Al. Cl 3 + 3 Ca

Гидролиз При сливании растворов солей, содержащих катион слабого основания и анион слабой кислоты, соль не образуется, так как идет гидролиз и по катиону, и по аниону: Al 2(SO 4)3 + 3 K 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 CO 2 + 3 K 2 SO 4 2 Fe. Cl 3 + 3 K 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe(OH)3 + 3 CO 2 + 6 KCl 2 Al. Br 3 + 3 K 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 CO 2 + 6 KBr 2 Al. CL 3 + 3 Na 2 S + 6 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 H 2 S + 6 Na. Cl Гидролиз следует учитывать, рассматривая реакции металлов с растворами солей. Mg + 2 NН 4 Cl = Mg. Cl 2 + 2 NH 3 + 2 H 2 Растворы солей, имеющие кислую реакцию среды, вследствие гидролиза, способны растворять активные металлы, например, магний или цинк: Mg+Mg. Cl +2 H O=2 Mg. OHCl+H

Гидролиз Особую трудность вызывают сложные случаи взаимодействия растворов веществ солей подвергающихся гидролизу. Так для взаимодействия раствора сульфата магния с карбонатом натрия можно записать целых три уравнения возможных процессов: Mg. SO 4+Na 2 CO 3=Mg. CO 3+Na 2 SO 4 2 Mg. SO 4+2 Na 2 CO 3+H 2 O=(Mg. OH)2 CO 3+2 Na 2 SO 4+CO 2 2 Mg. SO 4+2 Na 2 CO 3+2 H 2 O=2 Mg(OH)2+2 Na 2 SO 4+2 CO 2 Составление подобных уравнений реакций может потребоваться при выполнении заданий № 37 ЕГЭ по химии. 3 K[Al(OH)4] + Al. Cl 3 = 3 KCl + 4 Al(OH)3 3 Cl 2 + 3 K 2 CO 3 = KCl. O 3 + 3 CO 2 + 5 KCl

Гидролиз бинарных соединений Al 4 C 3 + Н 2 О = Al 2 S 3 + Н 2 О = Ba. S+ Н 2 О = Ca. C 2 + Н 2 О = Ca 3 P 2 + Н 2 О = Ca. H 2 + Н 2 О = Si. H 4 + Н 2 О = Mg 3 N 2 + Н 2 О = PCl 3 + H 2 O = PCl 5 + H 2 O =

Гидролиз бинарных соединений Al 4 C 3 + 12 Н 2 О = 4 Аl(ОН)3 + ЗСН 4 Al 2 S 3 + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН)3 + ЗН 2 S Ba. S+ 2 Н 2 О = Ba(ОН)3 + Н 2 S Ca. C 2 + 2 Н 2 О = Ca(ОН)2 + С 2 Н 2 Ca 3 P 2 + 6 Н 2 О = 3 Ca(ОН)2 + 2 PН 3 Ca. H 2 + 2 Н 2 О = Ca(ОН)2 + 2 Н 2 Si. H 4 + 2 Н 2 О = Si. О 2 + 4 Н 2 Mg 3 N 2 + 6 Н 2 О = 3 Mg(ОН)2 + 2 NH 3 PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5 HCl Не гидролизуются: SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, Al. N, Si 3 N 4, Si. C, Li 4 Si

Амфотерность в растворе Zn(OH)2 + KOH = Zn. O + Na. OH + H 2 O = Al(OH)3 + KOH = Al 2 O 3 + Na. OH + H 2 O = в расплаве Zn. O(тв) + Na. OH(тв) = Zn(OH)2(тв) + KOH(тв) = Al 2 O 3(тв) + Na. OH(тв) = A 1(OH)3(тв) + KOH(тв) =

Амфотерность в растворе Zn(OH)2 + 2 KOH = K 2[Zn(OH)4] Zn. O + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2[Zn(OH)4] Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4] Al 2 O 3 + 2 Na. OH + 3 H 2 O = 2 Na[Al(OH)4] в расплаве Zn. O(тв) + 2 Na. OH(тв) = Na 2 Zn. О 2 + H 2 O Zn(OH)2(тв) + 2 KOH(тв) = K 2 Zn. О 2 + 2 H 2 O Al 2 O 3(тв) + 2 Na. OH(тв) = 2 Na. Al. O 2 + H 2 O A 1(OH)3(тв) + KOH(тв) = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O

Амфотерность Слабо амфотерные гидроксиды железа (III) и хрома (III) реагируют лишь с расплавами щелочей или с концентрированными растворами щелочей: с расплавами щелочей Cr(OH)3(тв) + KOH(тв) = KCr. О 2 + 2 H 2 O Fe(OH)3(тв) + KOH(тв) = KFe. O 2 + 2 H 2 O с концентрированными растворами щелочей Cr(OH)3 + 3 KOH(конц. ) = K 3[Cr(OH)6] Fe(OH)3 + 3 KOH(конц. ) = K 3[Fe(OH)6] Заметим, что в материалах ЕГЭ можно встретить и такое уравнение реакции: Fe(OH)3 + KOH = K[Fe(OH)4]

Амфотерность Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, также могут реагировать и с кислотами, и со щелочами: Be + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2[Be(OH)4] + H 2 Zn + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2[Zn(OH)4] + H 2 2 Al + 2 Na. OH + 6 H 2 O = 2 Na[Al(OH)4] + 3 H 2 Для хрома и железа подобная реакция не характерна. При гидролизе солей, полученных из амфотерных соединений, образуются комплексные соли: KAl. O 2 + 2 H 2 O = K [Al(OH)4] Амфотерные оксиды при сплавлении реагируют с карбонатами активных металлов: Al 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2 KAl. O 2 + CO 2

Способы разрушения комплексных солей При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода: Na Al(OH)4 + 4 HClизб. = Na. Cl + Al. Cl 3 + 4 H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 6 HNO 3 изб. = 3 KNO 3 + Cr(NO 3)3 + 6 H 2 O При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na Al(OH)4 + HClнед. = Na. Cl + Al(OH)3 + H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 3 HNO 3 нед. = 3 KNO 3 + Cr(OH)3 + 3 H 2 O При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na Al(OH)4 + H 2 S = Na. HS + Al(OH)3 + H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 3 H 2 CO 3 = 3 KHCO 3 + Cr(OH)3 + 3 H 2 O

Способы разрушения комплексных солей При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид: Na Al(OH)4 + CO 2 = Na. HCO 3 + Al(OH)3 K 3 Cr(OH)6 + 3 SO 2 = 3 KHSO 3 + Cr(OH)3 При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe 3+, Al 3+ и Cr 3+ происходит взаимное усиление гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль активного металла: 3 Na Al(OH)4 + Fe. Cl 3 = 3 Al(OH)3 + Fe(OH)3 + 3 Na. Cl K 3 Cr(OH)6 + Al(NO 3)3 = Al(OH)3 + Cr(OH)3 + 3 KNO 3 При нагревании выделяется вода: Na Al(OH)4 = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O K 3 Cr(OH)6 = KCr. O 2 + 2 H 2 O + 2 KOH

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Азот Оксид азота (I), оксид диазота, закись азота, «веселящий газ» слабый окислитель: 2 N 2 O =2 N 2 + O 2 N 2 O +H 2 =N 2 + H 2 O 6 N 2 O + P 4 = 6 N 2 + P 4 O 6 2 N 2 O + C (графит) = 2 N 2 + CO 2 слабый восстановитель: N 2 O + H 2 SO 4(конц. , гор. ) = 2 NO + SO 2+ H 2 O Оксид азота (II), монооксид азота. 2 NO + O 2 = 2 NO 2 2 NO + C(графит) = N 2+ CO 2 2 NO + 2 Mg = N 2+ 2 Mg. O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Азот Оксид азота (IV), диоксид азота NO 2 + H 2 О = NO 2 + Na. OH+ O 2 = NO 2 + Na. OH+ NO = NO 2 + SO 2 = NO 2 + Cu =

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Азот Оксид азота (IV), диоксид азота 4 NO 2 + 2 H 2 О = 4 HNO 3 2 NO 2 + 2 Na. OH = Na. NO 3+ Na. NO 2+ H 2 O 4 NO 2 + 4 Na. OH+ O 2 = 4 Na. NO 3+ 2 H 2 O NO 2 + 2 Na. OH+ NO = 2 Na. NO 2+ H 2 O NO 2 + SO 2 = NO+ SO 3 2 NO 2 + 4 Cu = N 2+ 4 Cu. O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены Получение: 16 HCl + 2 KMn. O 4 =5 Cl 2 + 2 Mn. Cl 2 + 2 KCl + 8 H 2 O 4 HCl + Mn. O 2 =Cl 2 + Mn. Cl 2 + 2 H 2 O Cвойства С менее электроотрицательными неметаллами: 2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 2 P + 3 PCl 5 = 5 PCl 3 2 S + Cl 2 = S 2 Cl 2 + Cl 2 = 2 SCl 2 Важно отметить, что непосредственно с азотом и кислородом хлор не взаимодействует.

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены Взаимодействие с водой: Cl 2 + H 2 O = HCl+ HCl. O 2 F 2 + 2 H 2 O = 4 HF+ O 2 Окислительные свойства: 2 HCl + F 2 = 2 HF + Cl 2 2 NH 3 + 3 Br 2 = N 2 + 6 HBr PH 3 + 4 Br 2 + 4 Н 2 О = Н 3 РО 4 + 8 НВг KNO 2 + Br 2 + Н 2 О = KNO 3 + 2 НВг

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены не взаимодействуют с кислотами. Только I 2 при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образует иодноватую кислоту HIO 3: I 2 + 10 HNO 3 (конц. ) = 2 HIO 3 + 10 NO 2 + 4 H O 2 Галогеноводороды Восстановительные свойства (кроме HF): 6 HCl + 2 HNO 3 (конц. ) = 3 Cl 2 + 2 NO + 4 H O 2 4 HI + Mn. O 2 = I 2 + Mn. I 2 + 2 H 2 O 2 HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2 H 2 O 8 HI + H 2 SO 4 = 4 I 2 + H 2 S + 4 H 2 O 2 HI + Br 2 = 2 HBr + I 2

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Сера Особым свойством серы является взаимодействие ее с сульфитами и образование тиосульфатов, солей несуществующей в свободном состоянии тиосерной кислоты H 2 S 2 O 3: Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 При действии на тиосульфаты кислот происходит их разложение с образованием серы и сернистого газа: Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S + H 2 O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Сера Оксид серы (IV) может быть доокислен кислородом: 2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3 2 SO 2 + 2 H 2 O = 2 H 2 SO 4 и выступать в роли окислителя: SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O и в роли восстановителя: SO 2 + Pb. O 2 = Pb. SO 4 SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 4+ 2 НBr SO 2 + NO 2 + H 2 O = H 2 SO 4+ NO 3 SO 2 + 2 КМn. О 4 + 2 H 2 O = 2 H 2 SO 4+ 2 Mn. O 2+ K 2 SО 4 окислительные свойства оксида серы (VI): 5 SO 3 + 2 P = 5 SO 2+ P 2 O 5

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Фосфор получение фосфора: Са 3(Р 04)2 + 5 С + 3 Si. O 2 = 3 Ca. Si. O 3 + 5 СО + 2 Р взаимодействие с азотной кислотой: 3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O = 3 H 3 PO 4 + 5 NO со щелочами: 4 P + 3 Na. OH + 3 H 2 O = 3 Na. H 2 PO 2 + PH 3 с солями – окислителями: 6 P + 5 KCl. O 3 = 3 P 2 O 5 + 5 KCl (со взрывом).

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. При взаимодействии железа с галогенами образуются галогениды состава Fe. F 3, Fe. Cl 3, Fe. Br 3, но в реакции с иодом Fe. I 2 Fe + I 2 = Fe. I 2 Железо пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, но при нагревании реагирует с ними: 2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц. ) = Fe 2(SO 4)3 + 3 SO 2+ 6 H 2 O Fe + 6 HNO 3(конц. ) = Fe(NO 3)3 + 3 NO 2+ 3 H 2 O Железо взаимодействует со щелочными расплавами окислителей: Fe + 3 KNO 3 + 2 KOH = K 2 Fe. O 4 + 3 KNO 2+ H 2 O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. Оксид железа (II) Fe. O обладает основными и восстановительными свойствами. Fe. O + 2 HI = Fe. I 2 +H 2 O Fe. O + 4 HNO 3(конц. ) = Fe(NO 3)3 + NO 2+ 2 H 2 O Оксид железа (III) обладает слабоамфотерными свойствами: Fe 2 O 3 + 6 HNO 3 = 2 Fe(NO 3)3+ 3 H 2 O С растворами щелочей он не взаимодействует. При сплавлении со щелочами и карбонатами щелочных металлов образуются ферриты: Fe 2 O 3 + 2 Na. OH = 2 Na. Fe. O 2+ H 2 O Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2 Na. Fe. O 2+ CO 2 Для него характерны также окислительные свойства: Fe 2 O 3 + 6 HI = 2 Fe. I 2+3 H 2 O (реакция обмена невозможна, так как Fe+3 – окислитель, I 1 – восстановитель; по той же причине Fe. I 3 – не существует).

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет основные и восстановительные свойства: Fe(OH)2 + 2 HCl = Fe. Cl 2 + 2 H 2 O 2 Fe(OH)2 + H 2 O 2 = 2 Fe(OH)3 4 Fe(OH)2 + O 2 = 4 Fe. O(OH)+ 2 H 2 O Fe(OH)2 + 2 Br 2 + 6 Na. OH = Na 2 Fe. O 4+ 4 Na. Br+ 4 H 2 O В материалах ЕГЭ встречается такая запись состава гидроксида железа(III): Fe. O(OH) – метагидроксид железа (III). Он проявляет слабоамфотерные и окислительные свойства: 2 Fe. O(OH) + 3 H 2 SO 4= Fe 2(SO 4)3 + 4 H 2 O Fe. O(OH) + 3 Na. OH(конц. )+H 2 O= Na 3[Fe(OH)6] + 4 H 2 O 2 Fe. O(OH) + 6 HI= 2 Fe. I 2 + 4 H 2 O + I 2

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. Соли Fe 3+ сильно гидролизуются, поэтому активные металлы растворяются в них с выделением водорода: Fe. Cl 3 + 2 H 2 O + Zn = Fe(OH)2 Cl + Zn. Cl 2+ H 2 Соли Fe 3+ окислители, соли Fe 2+ восстановители: 2 Fe. Cl 3 + Fe = 3 Fe. Cl 2 3 Fe. Cl 3 + Cu = 2 Fe. Cl 2 + Cu. Cl 2 2 Fe. Cl 2 + Cl 2 = 2 Fe. Cl 3 4 Fe. S 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 Ферраты – сильные окислители: 2 Na 2 Fe. O 4+ 16 HCl = 3 Cl 2 + 4 Na. Cl+ 2 Fe. Cl 3 + 8 H 2 O Обратим внимание на реакции соединений железа, где в окислительно восстановительном процессе участвуют три элемента: Fe. S 2 + 8 HNO 3 = Fe(NO 3)3 + 5 NO+2 H 2 SO 4+2 H 2 O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Хром. Оксид хрома (II) Cr. O черного цвета, соответствующий гидроксид Cr(OH)2 – желтого. Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 в виде порошка темно-зеленого цвета, в кристаллическом состоянии он черный с металлическим блеском. Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – серо-зеленый. Оба соединения амфотерны. Реагируя с избытком щелочи, гидроксид хрома (III) образует изумруднозеленое соединение состава Na 3 Cr(OH)6. Оксид хрома (VI) Cr. O 3 – это кислотный оксид темно-красного цвета. При его растворении в воде образуются две кислоты: хромовая H 2 Cr. O 4 и дихромовая H 2 Cr 2 O 7. Это сильные кислоты, дихромовая существует только в растворе. Соли хромовой кислоты – хроматы (K 2 Cr. O 4, Na 2 Cr. O 4 – желтого цвета, соли дихромовой кислоты – дихроматы (K 2 Cr 2 O 7, Na 2 Cr 2 O 7 – оранжевого цвета.

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислотной. Na 2 Cr 2 O 7 +2 KOH = Na 2 Cr. O 4 + K 2 Cr. O 4+ H 2 O 2 K 2 Cr. O 4 +H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4+ H 2 O При действии на дихроматы концентрированной серной кислотой образуется оксид хрома (VI): K 2 Cr 2 O 7 +2 H 2 SO 4 = 2 Cr. O 3 +2 KHSO 4+ H 2 O Оксид хрома (VI) и дихроматы – сильнейшие окислители. Хроматы – окислители более слабые, чем дихроматы: 2 K 2 Cr. O 4 +2 H 2 O+3 H 2 S= 2 Cr(OH)3 + 3 S+ 4 KOH K 2 Cr 2 O 7 +H 2 O+3 H 2 S= 2 Cr(OH)3 + 3 S+ 2 KOH

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Хром. Окислительные свойства соединений хрома(VI) наиболее сильно выражены в кислотной среде, а восстановительные свойства соединений хрома (III) — в щелочной: K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4+ 3 SO 2 = Cr 2(SO 4)3 +K 2 SO 4+ H 2 O Cr 2(SO 4)3 +3 H 2 O 2+ 10 Na. OH = 2 Na 2 Cr. O 4+3 Na 2 SO 4+ 8 H 2 O

Источник