План по теории для сдачи ОГЭ по химии (нужно знать обязательно).

1. Изменение свойств элементов в периодической системе (как изменяется Э.О, окисл и восстан., метал и неметалл. св-ва.)

2. Какие характеристики можно определить по номеру периода, по номеру группы.

3. Кто такой окислитель и восстановитель, как определить максимальную положительную и наименьшую отрицательную степень окисления. Какой элемент самый сильный окислитель

4. Типы хим связей и кристалл решеток.

5. Какие ме и как взаимодействуют с водой (см получение оксидов)

6. Какие металлы могут взаимодействовать с щелочами

7. С чем могут реагировать основные, амфотерные и кислотные оксиды. Как определить тип оксида

8. С чем могут реагировать основные и амфотерные гидроксиды. Как определить тип гидроксида.

9. С чем могут реагировать кислоты

10. С чем могут реагировать металлы

11. С чем могут реагировать неметаллы

12. Какие оксиды ме и неме взаимодействуют с водой (см хим св-ва оксидов)

13. Какие оксиды относят к несолеобразующим.

14. Взаимодействие кислотных и амфотерных оксидов с солями, правило.

15. Какие ме относят к щелоч. и щелочнозем. (см тему оксиды)

16. Какие ме реагируют с разбавлен кислотами. (тема кислоты)

17. Как получают в лаборатории кислород, как доказать наличие кислорода

18. Как получают в лаборатории водород, как доказать наличие водорода

19. Выуч. таблицу кислот (знать основ кислоты, их силу и название солей) (с. 68)

20. Как понять, кто окислитель, а кто восстановитель в реакции, и в соединении

21. Типы хим. элементов и какие соединения они образуют?

22. Когда образуется FeCl₂ и FeCl₃ (знать реакции, тема железо)

23. Как из одной соли получить другую соль (что добавить). Условия протекания обменных реакций, что такое обменные реакции, между какими классами веществ. Какие соли могут реагировать между собой. С чем только могут реагировать нерастворимые соли?

24. Что такое средние, кислые, основные соли, знать примеры.

25. Как реагируют соли с кислотами? Правило (тема кислоты)

26. Какие вещества относят к сильным и слабым электролитам.

27. Что можно узнать по порядковому номеру элемента. Принцип электронейтральности

28. Какие реакции относят к экзотермическим и эндотермическим.

29. Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов, образованных переходными металлами (тема оксиды и гидроксиды)

30. Какие вещества разлагаются при образовании (Н₂СО₃, Н₂SO₃, NH₄OH, AgOH)

31. Как меняется основный и кислотный характер веществ в периодах и группах.

32. Взаимодействие металлов с концентрированной серной, азотной и разбавленной азотной кислотой

33. Взаимодействие неметаллов с концентрированной серной, азотной и разбавленной азотной кислотой

34. Какие ме пассивируются конц серной и азотной к-той

35. Типы реакций

36. Как реагируют с кислородом щелочные ме. (тема оксиды)

37. Разложение нитратов (правило)

38. Какие ионы могут одновременно существовать в растворе? Что это значит?

39. Знать основные степени окисления, которые проявляют элементы с 1 по 8 группу.

40. Основные сильные окислители и восстановители в неорганической химии

41. Окраски индикаторов в разных средах

42. Какие кислоты являются сильными

43. Отношение галогенов к кислороду.

44. Аммиак, с чем реагирует и кем является.

45. Бурый газ, свойства, реакция с водой и щелочами

46. Свойства солей аммония

47. Сернистый газ и серный ангидрид, свойства

48. Сероводород.

49. Углекислый и угарный газ, свойства.

50. Взаимодействие хлора со щелочами при нагревании и на холоде

51. Взаимодействие конц серной кислоты с галогенидами, получение газообразного хлороводорода

52. Перманганат калия в различных средах в реакциях ОВР

53. Дихромат (бихромат) и хромат калия в реакциях ОВР

54. Галогенводороды. Хлор. Кислородосодержащие кислоты хлора.

55. Свойства азота

56. Свойства фосфора

57. Свойства серы.

58. Свойства кислорода и водорода

59. Качественные реакции на ионы. Реакции обнаружения.

60. Алканы, краткая характеристика и свойства. Метан

61. Алкены, краткая характеристика и свойства. Этилен

62. Алкины, краткая характеристика и свойства. Ацетилен

63. Арены, краткая характеристика и свойства. Бензол

64. Спирты, краткая характеристика и свойства. Этиловый спирт и метанол

65. Карбоновые кислоты, краткая характеристика и свойства. Уксусная кислота

66. Аминокислоты, краткая характеристика и свойства. Глицин и аланин

67. Жиры, белки, углеводы

Дополнительные вопросы.

1. Взаимодействие солей меди и серебра, оксида и гидроксида меди и серебра с раствором аммиака, образование комплексных соединений.

2. Какими металлами является Be и Mg

3. Взаимодействие перманганата калия и оксида марганца (4) с соляной кислотой.

4. Взаимодействие железной окалины с соляной кислотой и конц серной кислотой.

5. Реакция CuCl₂ и FeCl₃ с KI, а также Fe₂O₃ и CuO с HI. (идет обмен и реакция ОВР)

6. Реакции диспропорционирования, между соединениями серы, железа, меди, хрома, углерода и т.д.

7. Образование слабого электролита при взаимодействии солей с сильными кислотами (без газа, осадка и воды)

8. Взаимодействие Si и SiO₂ со щелочами, с HF.

9. Какие неметаллы реагируют с водородом, какие нет (не могут Si и Р)

10. Реакция Mg с оксидами CO₂ и SiO₂

11. Какие металлы могут реагировать с водородом (щелоч и щелочнозем)

12. Образование кислых солей фосфорной кислоты. Реакция металлов с фосфорной кислотой

13. Переход хроматов в дихроматы и наоборот. Качественные при этом признаки.

14. Что такое s,p,d,f – элементы

15. Взаимодействие амфотерных оксидов и гидроксидов с основными оксидами и гидроксидами

Ответы.

1. В периодах слева направо уменьшается радиус атома, нарастают окислительные и неметаллические свойства и электроотрицательность, соответственно, уменьшаются восстановительные и металлические свойства.

В группах сверху вниз нарастают восстановительные и металлические свойства, увеличивается радиус атома, соответственно, уменьшаются окислительные и неметаллические свойства и электроотрицательность

1. По номеру периода можно определить число энергетических уровней в элементе, по номеру группы – его высшую валентность и число электронов на внешнем уровне, также максимальную положительную степень окисления. Например, азот N, находится в пятой группе, его максимальная валентность V, число внешних электронов 5, если он отдаст все пять электронов с внешнего уровня, его максимальная степень окисления будет равна +5, также ему не хватает до завершения внешнего уровня взять 3 электрона, тогда его степень окисления будет равна -3, или отдать 5 электронов, тогда степень окисления будет +5

1. Окислитель – тот кто берет электроны, Восстановитель – тот кто отдает электроны. Окислитель берет электроны и восстанавливается тем самым (восстановление процесс принятия электронов). Восстановитель отдает электроны тем самым он окисляется (окисление процесс отдачи электрона) Легче запомнить кто такой окислитель и восстановитель а процессы характерные им имеют противоположные названия.

Окислители берут электроны и степень окисления их понижается засчет отрицательного заряда электронов, а восстановители отдают электроны и повышают свою степень окисления, так как они отдают минусы

Металлы – только восстановители, и имеют поэтому только положительные степени окисления, а неметаллы могут быть и окислителями и восстановителями, поэтому могут иметь как положительные та и отрицательные степени окисления, кроме фтора, так как фтор – только окислитель, и он самый сильный окислитель.

1. Виды химических связей:

Ковалентная связь

Ионная связь

Металлическая связь

Водородная связь

Ковалентная связь возникает при образовании общих электронных пар. Ковалентная связь возникает только у неметаллов и бывает 3-х видов: ковалентная неполярная, ковалентная полярная и ковалентная связь с донорно-акцепторным механизмом.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов с одинаковой электроотрицательностью (Э.О.), то есть между атомами одного химического элемента Cl₂ H₂ P N₂

Ковалентная полярная связь возникает между атомами неметаллов с разной электроотрицательностью. HCl H₂O BF₃

Донорно-акцепторная связь присутствует в ионе аммония NH₄⁺, СО, Н₃О⁺

Ионная связь образуется между атомами металла и неметалла. Данный вид связи характерен для всех оксидов металлов (ZnO, Na₂O, Fe₂O₃, CaO), для всех солей, так как там присутствуют связи «металл – неметалл» (CaCl₂, NaF, CuSO₄, Ag₃PO₄).

Металлическая связь характерна для всех простых металлов (K, Ba, Mn, Pb и т.д.)

Водородная связь в большинстве случаев образуется между молекулами, то есть, преимущественно, является межмолекулярной связью. Водородная связь – это связь, образующаяся между атомом водорода H одной молекулы и сильно электроотрицательным элементом другой молекулы. Водородная связь образуется между молекулами галогенводородов (HCl, HBr, HI), воды H₂O, спиртов, минеральных и органических (карбоновых) кислот.

По виду частиц, которые существуют в веществе, кристаллическую решётку разделяют на 4 типа:

Атомная кристаллическая решётка

Ионная кристаллическая решётка

Металлическая кристаллическая решётка

Молекулярная кристаллическая решётка

Атомная кристаллическая решётка характерна для всех твердых веществ, состоящих из атомов: для всех оксидов металлов (FeO, ZnO) и твердых оксидов неметаллов (SiO₂, P₂O₅), для твердых простых неметаллов (C, Si) и неметаллических соединений (SiC), и соединений металлов и неметаллов, не состоящих из ионов (CaC₂, Na₃P, Al₄Si₃). Например, алмаз является твердым веществом, образованным элементом углеродом C, также графит

Ионная кристаллическая решётка характерна для всех веществ, изначально состоящих из ионов. К ним относятся все соли и гидроксиды (FeCl₂, K₂SO₄, Mg₃(PO₄)₂, NaOH, Cu(OH)₂), а также оксиды щелоч. и щелочно-земельных металлов (Na₂O, CaO)

Металлическая кристаллическая решётка характерна для простых неметаллов (K, Na, Ba, Fe, Al, Pb).

Молекулярная кристаллическая решетка характерная для всех веществ, находящихся в жидком и газообразном состоянии при обычных условиях, поэтому все жидкости и газы состоят из молекул (за исключением жидких металлов, например, ртути Hg).

1. К веществам с молекулярной кристаллической решеткой относятся все газы (CO₂, N₂, H₂, SO₂, NH₃, благородные газы He, Ne и т.д.), все неорганические кислоты, так как при обычных условиях они чаще всего являются жидкостями и газами (H₂SO₄, HCl, HNO₃), все галогены (F₂, Cl₂, даже йод I₂, хотя при обычных условиях йод является твердым веществом), некоторые твердые простые неметаллы (ромбическая сера S₈, белый фосфор P₄), все органические вещества в любом агрегатном состоянии (углеводороды, спирты, карбоновые кислоты, амины и т.д.) Вещества с молекулярной кристаллической решеткой обладают очень низкими температурами кипения и плавления.

1. Какие ме и как взаимодействуют с водой (см получение оксидов)

с водой реагируют при обычных условиях только щелочные и щелочноземельные металлы с образованием оснований, при этом еще Al и Mg, так как являются очень активными металлами

Na + H₂O = NaOH + H₂

Все остальные металлы стоящие в ряду напряжения до Н реагируют с водой при высокой температуре с образованием оксидов

Zn + H₂O = ZnO + H₂

Металлы после Н в ряду напряжения не реагируют с водой

1. Какие металлы могут взаимодействовать с щелочами

С щелочами и их растворами могут реагировать только переходные металлы, такие как Al, Zn, Be, Cr так как имеют двойственные свойства, способность реагировать как с кислотами, так и основаниями, но только с сильными кислотами и сильными основаниями

0 +1 -2 +1 +1 -2 +1 +2 -2 +1 0

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

0 +1 -2 +1 +1 -2 +1 +3 -2 +1 0

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

 

1. С чем могут реагировать основные, амфотерные и кислотные оксиды. Как определить тип оксида.

1. Оксиды делятся на 4 типа:

1. Основные оксиды – оксиды, образованные типичными металлами, а также переходными металлами в низших степенях окисления. Типичные металлы находятся в I, II группе главных подгруппах. Переходные металлы, в основном, заселяют все побочные подгруппы с I по VIII группу, также некоторые металлы главных подгрупп (Al, Ga), в основном, расположенные в нижней части групп (Pb, Sn, Bi). Основные оксиды, образованные типичными металлами – Na₂O, CaO, MgO. Основные оксиды образуют переходные металлы в низших степенях окисления, поэтому данные металлы обязательно должны иметь несколько степеней окисления. К основным оксидам, образованным переходными металлами, относятся FeO, CrO, CuO, Cu₂O, MnO.

2. Амфотерные оксиды – оксиды, образованные переходными металлами в единственных или промежуточных степенях окисления. Допустим, цинк Zn является переходным металлом, находится во II группе побочной подгруппе (главную подгруппу часто обозначают знаком «А», побочную подгруппу – знаком «Б»), поэтому его единственная валентность II, степень окисления +2 (так как цинк является металлом, поэтому только восстановитель). Исходя из этого, цинк образует амфотерный оксид ZnO. Марганец Mn находится в VII группе побочной подгруппе, имеет несколько валентностей и степеней окисления, его промежуточная степень окисления +4, соответственно, марганец в промежуточной степени окисления +4 образует амфотерный оксид MnO₂. К амфотерным оксидам относятся Fe₂O₃, Cr₂O₃, Al₂O₃, ZnO, MnO₂.

3. Кислотные оксиды – оксиды, образованные типичными неметаллами, а также переходными металлами в высших степенях окисления. Типичные неметаллы находятся в группах с III по VIII, главных подгруппах. К кислотным оксидам, образованным типичными неметаллами, относятся SO₃, SO₂, Cl₂O₇, N₂O₃, P₂O₅, CO₂. Марганец Mn находится в VII группе побочной подгруппе, поэтому его высшая валентность равна VII, высшая степень окисления +7, соответственно, марганец в высшей степени окисления образует кислотный оксид Mn₂O₇. К кислотным оксидам, образованным переходными металлами, относятся CrO₃, Mn₂O₇, MnO₃.

4. Несолеобразующие оксиды – это оксиды, образованные неметаллами, но они не реагируют с водой с образованием кислот в отличие от кислотных оксидов, не вступают в кислотно-основное взаимодействие. К несолеобразующим оксидам относятся только 3 оксида: CO, NO, N₂O.

Основные оксиды.

1. Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой

С водой при обычных условиях взаимодействуют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Щелочные металлы находятся в I группе главной подгруппе, щелочноземельные – находятся во II группе главной подгруппе (только Ca, Sr, Ba).

Na₂O + H₂O = 2NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

1. Взаимодействие с кислотными оксидами

Основные оксиды, как вещества основного характера, хорошо реагируют с веществами кислотного характера, то есть с кислотами и кислотными оксидами.

Li₂O + CO₂ = Li₂CO₃

MgO + N₂O₅ = Mg(NO₃)₂

1. Взаимодействие с кислотами

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

1. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

2. Взаимодействие с восстановителями (C, CO, NH₃, H₂)

Основные оксиды могут реагировать с сильными восстановителями при нагревании с образованием металлов. Это свойство используют для промышленного получения металлов из их оксидов:

+2 -2 0 t 0 +2 -2

FeO + C = Fe + CO

+2 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

MnO + CO = Mn + CO₂

+2 -2 0 t 0 +1 -2

CuO + H₂ = Cu + H₂O

+2 -2 -3 +1 t 0 0 +1 -2

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

1. Взаимодействие с металлами

При нагревании металлы могут реагировать с оксидами металлов, при этом только более активный металл может вытеснить менее активный из оксида. Активность металлов уменьшается слева направо в электрохимическом ряду напряжения металлов (рис. 20):

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag, Au

Осслабление восстановительных свойств, химической активности.

Рис. 20. Электрохимический ряд напряжения металлов.

Таким образом, металл, стоящий в ряду напряжения левее, может вытеснить металл, стоящий правее в ряду напряжения.

+2 -2 0 t 0 +1 -2

MgO + 2Li = Mg + Li₂O

+2 -2 0 t 0 +2 -2

CuO + Mn = Cu + MnO

1. Химические свойства амфотерных оксидов

1. Амфотерные оксиды, в отличие от основных, не взаимодействуют с водой

2. Взаимодействие с основными оксидами и гидроксидами

3. Взаимодействие с кислотными оксидами

Амфотерные оксиды проявляют слабые основные свойства, поэтому взаимодействуют только с кислотными оксидами, образующими сильные кислоты:

Fe₂O₃ + 3SO₃ = Fe₂(SO₄)₃

Al₂O₃ + 3N₂O₅ = 2Al(NO₃)₃

1. Взаимодействие с кислотами

Амфотерные оксиды проявляют слабые основные свойства, поэтому взаимодействуют только с сильными кислотами:

Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

1. Взаимодействие с металлами

+3 -2 0 t +3 -2 0

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr

В данной реакции алюминий Al как более активный металл вытесняет менее активный хром Cr.

1. Взаимодействие с сильными восстановителями

+2 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

ZnO + CO = Zn + CO₂

В данной реакции восстановителем является угарный газ СО (углерод С⁺² как восстановитель отдает 2ē и повышает степень окисления с +2 до +4), а оксид цинка является окислителем (цинк Zn⁺² как окислитель принимает 2ē и понижает степень окисления с +2 до 0).

1. Взаимодействие с солями

Амфотерные оксиды, проявляя свойства кислотных оксидов, могут реагировать с кислородосодержащими солями, при этом вытесняя более летучий кислотный оксид из соли:

t

CaCO₃ + ZnO = CaZnO₂ + CO₂↑

1. Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой

Все кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием кислот, кроме оксида кремния SiO₂ (он не растворяется в воде, и соответствующая ему кремниевая кислота H₂SiO₃ также в воде не растворима).

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

1. Взаимодействие с основными оксидами

N₂O₅ + Na₂O = 2NaNO₃

CO₂ + CaO = CaCO₃

1. Взаимодействие с амфотерными оксидами

SO₃ + ZnO = ZnSO₄

Al₂O₃ + 3Cl₂O₇ = 2Al(ClO₄)₃

1. Взаимодействие с основными гидроксидами

CO₂ + 2KOH = K₂CO₃ + H₂O

1. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

3SO₃ + 2Fe(OH)₃ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

1. Взаимодействие с солями

 

Кислотные оксиды способны реагировать с кислородосодержащими солями, при этом только менее летучий оксид (твердый оксид) может вытеснить более летучий оксид (газообразный, жидкий или твердый).

t

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂↑

В данной реакции твердый оксид кремния SiO₂ вытесняет из соли углекислый газ CO₂.

t

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + P₂O₅

В данной реакции твердый оксид кремния SiO₂ вытесняет из соли также твердый оксид фосфора P₂O₅, так как является менее летучим (то есть имеющим более высокие температуры плавления и кипения в отличие от оксида фосфора P₂O₅).

1. С чем могут реагировать основные и амфотерные гидроксиды. Как определить тип гидроксида.

1. Гидроксиды делятся на 2 типа:

1. Основные гидроксиды (основания) – это гидроксиды, образованные типичными металлами, а также переходными металлами в низших степенях окисления. К ним относятся NaOH, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂, Cu(OH)₂, Mg(OH)₂, Cr(OH)₂, Mn(OH)₂.

2. Амфотерные гидроксиды – это гидроксиды, образованные переходными металлами в единственных или промежуточных степенях окисления. К ним относятся Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Cr(OH)₃.

1. Химические свойства основных гидроксидов

1. Взаимодействие с кислотными оксидами

2NaOH + SO₂ = Na₂SO₃ + H₂O

Fe(OH)₂ + N₂O₅ = Fe(NO₃)₂ + H₂O

1. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

Когда вещества находятся в растворенном состоянии (в растворе), то образуется комплексная соль при обычных условиях:

NaOH_(р-р) + Al(OH)_{3 (р-р)} = Na[Al(OH)₄]

3NaOH_(р-р) + Al(OH)_{3 (р-р)} = Na₃[Al(OH)₆]

1. Взаимодействие с кислотами

Cr(OH)₂ + H₂SO₄ = CrSO₄ + 2H₂O

LiOH + HCl = LiCl + H₂O

1. Взаимодействие с растворимыми солями, с образованием нерастворимых гидроксидов

CuCl₂ + 2KOH = Cu(OH)₂↓ + 2KCl

Данная реакция является обменной, поэтому в ходе реакции должно выполняться одно из условий протекания ионного обмена. В данном случае здесь возможно образование только нерастворимого гидроксида.

1. Разложение нерастворимых оснований

t

Mg(OH)₂ = MgO + H₂O

1. Химические свойства амфотерных гидроксидов

1. Взаимодействие с кислотными оксидами

Zn(OH)₂ + SO₃ = ZnSO₄ + H₂O

1. Взаимодействие с основными оксидами и гидроксидами

2. 2NaOH_(р-р) + Zn(OH)_{2 (р-р)} = Na₂[Zn(OH)₄]

1. Взаимодействие с кислотами

Cr(OH)₃ + 3HBr = CrBr₃ + 3H₂O

 

1. Разложение при прокаливании (нагревании)

Все амфотерные гидроксиды не растворяются в воде, поэтому при прокаливании будут разлагаться на амфотерный оксид и воду.

t

2Cr(OH)₃ = Cr₂O₃ + 3H₂O

1. С чем могут реагировать кислоты

1. Химические свойства кислот

1. Взаимодействие с металлами

 

Все растворы кислот (разбавленные кислоты) реагируют с металлами с образованием газа водорода H₂, при этом реакция возможна только с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода H. Разбавленная азотная кислота HNO₃ никогда не выделяет водород H₂, так как является в отличие от других разбавленных кислот сильным окислителем.

 

+1 +6 -2 0 +2 +6 -2 0

H₂SO₄ + Sn = SnSO₄ + H₂↑

+1 -1 0 +2 -1 0

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂↑

1. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

2HI + MnO = MnI₂ + H₂O

H₂SO₄ + Na₂O = Na₂SO₄ + H₂O

2HNO₃ + ZnO = Zn(NO₃)₂ + H₂O

6HCl + Al₂O₃ = 2AlCl₃ + 3H₂O

1. Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами

2H₃PO₄ + 3Ca(OH)₂ = Ca₃(PO₄)₂↓ + 6H₂O

HCl + KOH = KCl + H₂O

H₂SO₄ + Zn(OH)₂ = ZnSO₄ + 2H₂O

3HBr + Cr(OH)₃ = CrBr₃ + 3H₂O

 

Реакции взаимодействия кислот с гидроксидами с образованием соли и воды называются реакциями нейтрализации.

1. Взаимодействие с солями

 

Кислоты реагируют с солями при условии, что более сильная кислота вытесняет более слабую, при этом должно обязательно выполняться одно из условий протекания обменных реакций: выделения газа, осадка (малодиссоциирующего вещества) или воды. Первое условие может нарушаться, если выполняется второе условие (условие протекание обменных реакций)

2HCl + CaCO₃ = CaCl₂ + H₂CO₃

СО₂↑ Н₂О

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

В последней реакции нарушается правило о том, что более сильная кислота вытесняет более слабую, но при этом выполняется условие протекания обменных реакций – выпадение осадка, нерастворимого в кислотах, поэтому реакция идет.

1. Разложение некоторых слабых кислот при нагревании

При нагревании способны разлагаться такие слабые кислоты, как H₂SiO₃, H₂CO₃, H₂SO₃

t

H₂SiO₃ = SiO₂↓ + H₂O

t

H₂SO₃ = SO₂↑ + H₂O

1. С чем могут реагировать металлы

1. Взаимодействие с простыми веществами

1. Взаимодействие с неметаллами

Все металлы способны взаимодействовать с неметаллами, так как все неметаллы способны проявлять окислительные свойства. Активные металлы (щелочные и щелочноземельные) с активными неметаллами реагируют легко, при обычных условиях. Менее активные металлы (переходные металлы) с малоактивными неметаллами реагируют хуже, чаще при нагревании:

0 0 +1 -1

2Na + Cl₂ = 2NaCl

0 0 +2 -2

Ca + S = CaS

0 0 t +3 -4

4Al + 3C = Al₄C₃

1. Взаимодействие с кислородом

Большинство металлов при взаимодействии с кислородом образуют оксиды:

0 0 +2 -2

2Zn + O₂ = 2ZnO

0 0 +3 -2

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Щелочные металлы в отличие от всех остальных металлов при взаимодействии с кислородом образуют сначала пероксиды или перекиси, в которых кислород проявляет степень окисления -1. Исключением является литий Li, он как и большинство металлов с кислородом сразу образует оксид.

0 0 +1 -1

2Na + O₂ = Na₂O₂

0 0 +1 -2

4Li + O₂ = 2Li₂O

Пероксиды переходят в оксиды при действии на них избытка металла:

+1 -1 0 +1 -2

Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O

3) Взаимодействие с водородом

Активные металлы (щелочные и щелочноземельные) способны при нагревании реагировать с водородом, образуя гидриды (обратите внимание, что в данном случае водород является окислителем, хотя по своей природе он сильный восстановитель):

0 0 +1 -1

2Li + H₂ = 2LiH

Гидриды являются довольно неустойчивыми соединениями, легко взаимодействуют с водой:

+1 -1 +1 -2 +1 -2 +1 0

LiH + H₂O = LiOH + H₂↑

2. Взаимодействие со сложными веществами.

1) Взаимодействие с водой

Щелочные и щелочноземельные металлы (в том числе и Al) взаимодействуют с водой легко и при обычных условиях с образованием соответствующего гидроксида и газа водорода:

0 +1 -2 +1 -2 +1 0

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂↑

0 +1 -2 +3 -2 +1 0

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂↑

Переходные металлы взаимодействуют с водой только при высокой температуре с образованием оксида и газа водорода, при этом металл должен стоять в ряду напряжения до водорода, то есть он должен быть более активным по восстановительной способности, чем водород.

0 +1 -2 t +2 -2 0

Zn + H₂O = ZnO + H₂↑

t

Cu + H₂O = реакция не идет

(Cu стоит в ряду напряжения металлов после водорода).

2) Взаимодействие с кислотами

0 +1 -1 +3 -1 0

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

Ag + HCl = реакция не идет

(Ag стоит в ряду напряжения после водорода)

В реакциях металлов с концентрированными кислотами не действует правило для разбавленных кислот, так как в них не происходит выделение газа водорода Н₂.

0 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +4 -2 +1 -2

Pb + 2H₂SO_4(конц) = PbSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

 

С разбавленными кислотами реагируют металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода, с образованием соли и газа водорода.

Щелочные металлы не реагируют с разбавленными кислотами, так как они очень активно реагируют с водой, поэтому они, попадая в водный раствор кислот, будут реагировать, в первую очередь, не с кислотой, а с водой.

3) Взаимодействие с оксидами металлов

Металлы реагируют с оксидами металлов при нагревании, при этом только более активный металл может вытеснить менее активный из оксида, активность определяется по ряду напряжения металлов. Определенный металл может вытеснить из оксида все металлы, стоящие после него в ряду напряжения.

0 +2 -2 t +3 -2 0

2Al + 3ZnO = Al₂O₃ + 3Zn

Pb + ZnO = реакция не идет

(Pb стоит в ряду напряжения металлов после Zn)

4) Взаимодействие с солями

Металлы вступают в реакции с солями при нагревании точно по такому же принципу, как и с оксидами металлов.

0 +2 -1 t +2 -1 0

Zn + FeCl₂ = ZnCl₂ + Fe

Cu + FeCl₂ = реакция не идет

(Cu стоит в ряду напряжения металлов после Fe)

5) Взаимодействие с кислотными оксидами

В некоторых случаях металлы способны вступать в реакцию с оксидами неметаллов, которые способны проявлять окислительные свойства.

0 +4 -2 t +2 -2 +2 -2

Mg + CO₂ = MgO + CO

В данной реакции магний Mg является восстановителем, а углекислый газ СО₂ является окислителем.

1. С чем могут реагировать неметаллы

1. Взаимодействие с простыми веществами.

1) Взаимодействие с металлами

Так как неметаллы могут являться окислителями, то они реагируют с металлами – типичными восстановителями.

0 0 +2 -1

Ca + F₂ = CaF₂

0 0 +2 -1

2K + S = K₂S

2) Взаимодействие с неметаллами

Благодаря тому, что неметаллы могут быть и окислителями, и восстановителями, то они могут реагировать друг с другом, при этом, естественно, один из них будет окислителем, другой – восстановителем. Окислителем будет именно тот неметалл, который имеет большее значение электроотрицательности.

0 0 +2 -1

S + Cl₂ = SCl₂

0 0 +5 -2

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

0 0 -3 +1

N₂ +3H₂ = 2NH₃

1. Взаимодействие со сложными веществами.

1) Взаимодействие с растворами щелочей

Большинство неметаллов реагирует при обычных условиях или при нагревании с растворами щелочей, при этом проявляя себя одновременно как окислитель и восстановитель (такие реакции называют реакциями диспропорционирования):

0 +1 -2 +1 t +1 -2 +1 +4 -2 +1 -2

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

0 +1 -2 +1 t +1 -1 +1 +5 -2 +1 -2

3Cl₂ + 6NaOH = 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

2) Взаимодействие с водой

Некоторые неметаллы способны реагировать с водой, также выступая в роли окислителя и восстановителя:

0 +1 -2 +1 -1 +1 +1 -2

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

3) Взаимодействие с концентрированными кислотами

Большинство неметаллов способны растворяться в кислотах, проявляющих сильные окислительные свойства (концентрированные азотная и серная кислоты, разбавленная азотная кислота). При этом из неметаллов образуются соответствующие кислоты:

0 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +2 -2

S + 2HNO_3(разб) = H₂SO₄ + 2NO↑

0 +1 +6 -2 +1 +5 -2 +2 -2 +1 -2

2P + 5H₂SO_4(конц) = 2H₃PO₄ + 5SO₂↑+ 2H₂O

4) Взаимодействие с солями

Неметаллы способны реагировать с бескислородными солями, при этом более активный неметалл (более сильный окислитель) вытесняет из соли менее активный неметалл.

+1 -2 0 +1 -1 0

K₂S + Cl₂ = 2KCl + S↓

Взаимодействие неметаллов с солями бывает не только в виде реакций замещения, но и соединения.

+2 -1 0 t +3 -1

2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃

+1 -2 0 t +1 +6 -2

K₂S + 2O₂ = K₂SO₄

1. Какие оксиды ме и неме взаимодействуют с водой (см хим св-ва оксидов)

С водой реагируют только оксиды щелочных и щелочнозем металлов

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

Все кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот, за искл оксида кремния SiO₂, так как он не растворим в воде

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

1. Какие оксиды относят к несолеобразующим – CO, N₂O, NO, SiO

1. Взаимодействие кислотных и амфотерных оксидов с солями, правило.

Кислотные оксиды способны реагировать с кислородосодержащими солями, при этом только менее летучий оксид (твердый оксид) может вытеснить более летучий оксид (газообразный, жидкий или твердый).

t

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂↑

Амфотерные оксиды, проявляя свойства кислотных оксидов, могут реагировать с кислородосодержащими солями, при этом вытесняя более летучий кислотный оксид из соли:

t

CaCO₃ + ZnO = CaZnO₂ + CO₂↑

1. Какие ме относят к щелоч. и щелочнозем.

Щелочные – металлы 1 группы главной подгруппы (все)

Щелочноземельные – только Ca, Sr, Ba

1. Какие ме реагируют с разбавлен кислотами.

Реагируют только с металлами в ряду напряжения до Н

1. Как получают в лаборатории кислород, как доказать наличие кислорода

В лаборатории получают кислород разложением перманганата калия, при этом собирают кислород в колбу или пробирку, наличие кислорода доказывают тлеющей лучиной, которая при контакте с кислородом вспыхивает.

+1 +7 -2 t +1 +6 -2 +4 -2 0

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

1. Как получают в лаборатории водород, как доказать наличие водорода

0 +1 -1 +2 -1 0

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

0 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Наличие водорода доказывают поднесением пламени спиртовки к колбе или пробирке с водородом, при этом водород сгорает с небольшим взрывом в виде хлопка.

1. Выуч. таблицу кислот (знать основ кислоты, их силу и название солей)

№	Название кислоты	Формула	Кислотный остаток	Соответствую-щий оксид*(1)	Название соли*(2)	Сила кислоты
1	Угольная	H2CO3	CO32-	CO2	Карбонаты	Слабая
2	Кремниевая	H2SiO3	SiO32-	SiO2	Силикаты	Слабая
3	Азотная	HNO3	NO3-	N2O5	Нитраты	Сильная
4	Азотистая	HNO2	NO2-	N2O3	Нитриты	Слабая
5	Фосфорная (ортофосфорная)	H3PO4	PO43-	P2O5	Фосфаты	Средняя
6	Метафосфорная	HPO3	PO3-	P2O5	Метафосфаты	Слабая
7	Серная	H2SO4	SO42-	SO3	Сульфаты	Сильная
8	Сернистая	H2SO3	SO32-	SO2	Сульфиты	Слабая
9	Сероводородная	H2S	S2-	-	Сульфиды	Слабая
10	Хромовая	H2CrO4	CrO42-	CrO3	Хроматы	Сильная
11	Дихромовая (бихромовая)	H2Cr2O7	Cr2O72-	CrO3	Бихроматы (дихроматы)	Сильная
12	Фтороводородная (плавиковая)	HF	F-	-	Фториды	Слабая
13	Хлороводородная (соляная)	HCl	Cl-	-	Хлориды	Сильная
14	Бромоводородная	HBr	Br-	-	Бромиды	Сильная
15	Йодоводородная	HI	I-	-	Йодиды	Сильная
16	Марганцевая	HMnO4	MnO4-	Mn2O7	Перманганаты	Сильная
17	Синильная	HCN	CN-	-	Цианиды	Слабая
18	Уксусная	CH3COOH	CH3COO-	-	Ацетаты	Слабая
*(1) – соответствующий оксид – тот оксид, из которого возможно образование данной кислоты, например, при взаимодействии с водой: N2O5 + H2O = 2HNO3, таким образом, кислоте HNO3 соответствует оксид N2O5.
*(2) – каждая кислота образует соли, например, кислота HCl может образовать соль NaCl, название которой «хлорид натрия», BaCl2 – хлорид бария и т.д.

1. Как понять, кто окислитель, а кто восстановитель в реакции, и в соединении

Если взять реакцию натрия и хлора, то мы знаем, что металлы – только восстановители, поэтому будут повышать степень окисления и в хим формуле металл поэтому всегда стоит на первом месте, так как он восстановитель, а хлор как неметалл будет окислителем, будет понижать степень окисления, и стоять на втором месте как окислитель в бинарном соединении.

0 0 +1 -1

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Na – 1ē Na⁺¹

2Cl + 2ē 2Cl^-1

Если взять реакцию между серой и хлором, то сера стоит перед хлором в периодической системе, а это значит, что хлор более сильный окислитель, чем сера, поэтому в реакции между ними хлор будет окислителем, и в формуле будет стоять на втором месте, а сера будет восстановителем, займет первое место в формуле.

0 0 +2 -1

S + Cl₂ = SCl₂

1. Типы хим. элементов и какие соединения они образуют?

Все элементы делятся на 3 типа: типичные металлы (I, II группа главная подгруппа кроме Be), переходные металлы (все побочные подгруппы включая Be и Al), типичные неметаллы (IV-VIII группа главная подгруппа включая B (бор)). Типичные металлы, а также переходные металлы в низших степенях окисления (Fe²⁺, Cr²⁺, Mn²⁺, Pb²⁺), а также Cu и Ag, все они образуют основные оксиды и гидроксиды (основания), переходные металлы в единственных и промежуточных степенях окисления (Cr³⁺, Mn⁴⁺, Fe³⁺) образуют амфотерные оксиды и гидроксиды, а типичные неметаллы, а также переходные металлы в высших степенях окисления (Cr⁶⁺, Mn⁵⁺, Mn⁶⁺) образуют кислотные оксиды и кислоты.

1. Когда образуется FeCl₂ и FeCl₃ (знать реакции, тема железо)

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

1. Как из одной соли получить другую соль (что добавить). Условия протекания обмен реакций, что такое обмен реакции, между какими классами веществ. Какие соли могут реагировать между собой. С чем только могут реагировать нерастворимые соли?

Чтобы из одной соли получить другую соль, часто необходимо добавить другую соль, или кислоту, основание, но так, чтобы выполнялось условие протекания обмен реакций – газ осадок вода или слабый электролит

Нужно получить NaNO₃ из NaCl

NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl↓

Обмен реакции протекают между солями кислотами и гидроксидами

2 соли могут реагировать между собой только если они обе растворимые иначе они не смогут обмениваться ионами так как не смогут распадаться на них.

Нерастворимые соли могут раствориться только в сильных кислотах.

1. Что такое средние, кислые, основные соли, знать примеры.

Средние NaCl, K₂CO₃

Кислые NaHSO₃

Основные CuOHCl

1. Как реагируют соли с кислотами? Правило (тема кислоты)

Только сильная кислота может вытеснить из соли более слабую кислоту

Na₂CO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂O

Это правило может нарушаться только если будет обязательно выполняться условие протекание реакций ионного обмена

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + HNO₃

1. Какие вещества относят к сильным и слабым электролитам.

К сильным электролитам (электролитам) относятся все растворимые соли, сильные кислоты и сильные основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов).

К слабым электролитам (неэлектролитам) относятся все нерастворимые соли, слабые кислоты и нерастворимые гидроксиды.

К неэлектролитам также относятся все вещества, не состоящие из ионов: все простые вещества, все оксиды, неметаллические вещества (состоящие из двух неметаллов), все органические вещества (за исключением растворимых солей, образованных аминами и карбоновыми кислотами).

1. Что можно узнать по порядковому номеру элемента. Принцип электронейтральности

Порядковый номер элемента равен заряду ядра со знаком +, так как ядро положительно заряжено, Порядковый номер элемента равен также числу протонов, числу электронов (число протонов совпадает с числом электронов в атоме – принцип электронейтральности, заряд протона +1, а электрона -1, таким образом суммарный положительный заряд протонов равен суммарному отрицательному заряду электронов, в итоге заряд атома равен 0). Если из атомной массы вычесть порядковый номер, получаем число нейтронов.

1. Какие реакции относят к экзотермическим и эндотермическим.

Экзотермические реакции – реакции, протекающие с выделением энергии.

Эндотермические реакции – реакции, протекающие с поглощением энергии.

К экзотермическим реакциям относятся все реакции горения органических веществ, все реакции соединения, реакции замещения щелочных и щелочноземельных металлов с водой, все реакции металлов с кислотами, реакции обмена между кислотами и гидроксидами, кислотами и солями. К эндотермическим реакциям относятся все реакции разложения.

1. Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов, образованных переходными металлами (тема оксиды и гидроксиды)

Если амфотерный металл имеет несколько степеней окисления то

В низших степенях окисления он образует основной оксид в промежуточных амфотерные оксиды в высших степенях окисления кислотные оксиды

CrO MnO FeO - основные

Cr₂O₃ MnO₂ Fe₂O₃ амфотерные

CrO₃ MnO₃ Mn₂O₇ кислотные

1. Какие вещества разлагаются при образовании (Н₂СО₃, Н₂SO₃, NH₄OH, AgOH)

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SO₃

H₂O SO₂↑

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + SO₂↑

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O

CaCO₃ + H₂SO₄ = CaSO₄ + CO₂↑ + H₂O

2AgNO₃ + 2KOH = 2KNO₃ + Ag₂O↓ + H₂O

1. Как меняется основный и кислотный характер веществ в периодах и группах.

В группах сверху вниз как правило усиляется кислотный характер безкислородных кислот, так например в ряду HF- HCl – HBr – HI самая сильная йодоводородная кислота, HF – слабая, и ослабевает сила кислородосодержащих кислот и кислотных оксидов, так например H₂CO₃ более сильная, чем H₂SiO₃.

В группах сверху вниз основные свойства оксидов и гидроксидов растут

В периодах слева направо ослабевают основные свойства. И нарастают кислотные свойства всегда.

1. Взаимодействие металлов с концентрированной серной, азотной и разбавленной азотной кислотой

В отличие от разбавленной серной кислоты, H₂SO_4(к) является сильным окислителем, и при взаимодействии с металлами никогда не выделяет водород (Рис. 1). Азотная разбавленная и концентрированная кислоты также являются сильными окислителями и никогда не выделяют Н₂.

 

-2

 

Соль +H₂S↑ + H₂O

Ме в ряду напряжения стоит до Al

 

0

Ме в ряду напряжения стоит от Al до Н

+6

 

Соль +S↓ (SO₂) + H₂O

H₂SO_4(к)+ Ме

 

+4

 

Соль +SO₂↑ + H₂O

Ме в ряду напряжения стоит после Н

+1 +6 -2 0 +2 +6 -2 +1 -2 +1 -2

5H₂SO_4(к) + 4Ca = 4CaSO₄ + H₂S + 4H₂O

+1 +6 -2 0 +2 +6 -2 0 +1 -2

4H₂SO_4(к) + 3Zn = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

+1 +6 -2 0 +2 +6 -2 +4 -2 +1 -2

2H₂SO_4(к) + Cu = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

 

Соль + NH₃↑(NH₄NO₃) + H₂O

Ме стоит в ряду напряжения до Al

+5

 

+2

Соль + NO↑ + H₂O

Ме стоит в ряду напряжения после Al вкл.

HNO₃+ Me

 

 

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 -3 +1 +1 -2

9HNO₃ + 4Ca = 4Ca(NO₃)₂ + NH₃↑ + 3H₂O

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +2 -2 +1 -2

8HNO₃ + 3Mn = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

 

Соль + N₂O↑ + H₂O

Ме стоит в ряду напряжения до Al

+5

 

+4

Соль + NO₂↑ + H₂O

Ме стоит в ряду напряжения после Al вкл.

HNO_3(к)+ Me

 

 

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +1 -2 +1 -2

10HNO₃ + 4Ba = 4Ba(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O

+1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2

4HNO₃ + Zn = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

1. Взаимодействие неметаллов с концентрированной серной, азотной и разбавленной азотной кислотой

Реакции H₂SO_4(к) с неметаллами протекает по следующим схемам:

H₂SO_4(к) + Неме = Кислота + SO₂↑ + H₂O

Или,

H₂SO_4(к) + Неме + H₂O = Кислота + SO₂↑

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты HNO₃ с неметаллами, как правило, образуется соответствующая для неметалла кислородосодержащая кислота, оксид азота NO, также возможно образование воды:

0 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +2 -2

S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO↑

0 +1 +5 -2 +1 -2 +1 +5 -2 +2 -2

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO↑

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты HNO₃ с неметаллами, как правило, образуется соответствующая для неметалла кислородосодержащая кислота, оксид азота NO₂, также возможно образование воды:

0 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

0 +1 +5 -2 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2

P + 5HNO₃ = H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O

1. Какие ме пассивируются конц серной и азотной к-той (см тему азот и сера) – Al, Cr, Fe. С этими металлами реакция с концентрированными кислотами при обычных условиях не идет, идет только при нагревании.

1. Типы реакций

Все химические реакции по характеру протекания делятся на несколько типов:

1. реакции соединения

2. реакции разложения

3. реакции замещения

4. реакции обмена

1. Реакция соединения – это реакция, при которой два или несколько простых или сложных веществ соединяются в одно сложное или более сложное вещество:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

CaO + CO₂ = CaCO₃

1. Реакция разложения – это реакция, при которой одно сложное вещество разлагается на два или несколько простых или менее сложных веществ.

t

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O (буква t означает, что реакция протекает при нагревании)

t

CH₄ = C + 2H₂

1. Реакция замещения – это реакция, при которой атомы одного элемента или группа атомов вытесняет (замещает) атомы другого элемента или группу атомов.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

В данной реакции атом цинка Zn вытесняет (замещает) атомы водорода H.

t

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂

В данной реакции группа атомов элементов Si и О, а именно, оксид кремния SiO₂ вытесняет (замещает) группу атомов элементов С и О, а именно, оксид углерода СО₂.

1. Реакция обмена – это реакция, при которой два сложных вещества обмениваются ионами. Реакции обмена еще называют реакциями ионного обмена, так как в неё вступают только вещества, состоящие из ионов или способные распадаться на ионы, и обмен, соответственно, происходит ионами.

 

В реакции ионного обмена могут вступать только гидроксиды, кислоты и соли. Также оксиды с кислотами тоже стали относить к реакциям обмена

Гидроксиды, соли и кислоты способны распадаться на ионы. Эти классы веществ будут подробно рассмотрены в следующем разделе.

2+ -1 +1 -1 2+ -1 +1 -1 ZnCl₂ + 2AgNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2AgCl

В данной реакции видно, что происходит обмен одноименно заряженными ионами, например, вместо Zn⁺² встает Ag⁺.

2+ -1 +1 2- 2+ 2- Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

В данной реакции происходит обмен между ионами OH^- и SO₄^2-.

Химические реакции могут протекать с изменением и без изменения степеней окисления. По данному признаку все реакции делятся на:

1. Реакции, протекающие без изменения степеней окисления

2. Окислительно – восстановительные реакции.

1. Без изменения степеней окисления протекают реакции между оксидами, между оксидами и водой, между оксидами и кислотами, оксидами и гидроксидами, также все реакции обмена. Например, реакция между оксидом натрия и водой:

+1 -2 +1 -2 +1 -2 +1

Na₂O + H₂O = 2NaOH

1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) всегда протекают с изменением степеней окисления.

1. Как реагируют с кислородом щелочные ме. (тема оксиды)

Щелочные металлы при обычных условиях с кислородом образуют не оксиды, а пероксиды (перекиси), в которых кислород имеет степень окисления -1, за исключением Li, который образует с кислородом оксид.

0 0 +1 -1

2Na + O₂ = Na₂O₂

0 0 +1 -2

4Li + O₂ = 2Li₂O

Пероксиды переходят в оксиды при действии на них избытка металла:

+1 -1 0 +1 -2

Na₂O₂ + 2Na = Na₂O

Щелочноземельные металлы с кислородом образуют оксиды:

0 0 +2 -2

2Sr + O₂ = 2SrO

1. Разложение нитратов (правило)

Так как все нитраты являются окислителями, то их разложение при нагревании является сложным окислительно-восстановительным процессом

Так как все нитраты являются окислителями, то их разложение при нагревании является сложным окислительно-восстановительным процессом:

 

+3 0

 

Me(NO₂)_x +O₂↑

Ме в ряду напряжения стоит до Al

 

+4 0

Ме в ряду напряжения стоит от Al до Cu

+5 -2

 

Оксид Ме + NO₂↑ + O₂↑

Me(NO₃)_x

 

0 +4 0

 

Ме в ряду напряжения стоит после Cu

Me + NO₂↑ + O₂↑

+1 +5 -2 t +1 +3 -2 0

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂↑

+2 +5 -2 t +2 -2 +4 -2 0

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑

+1 +5 -2 t 0 +4 -2 0

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑

1. Какие ионы могут одновременно существовать в растворе? Что это значит?

Одновременно могут существовать в растворе только те ионы, которые при соединении друг с другом не будут давать газ осадок воду или другое малодиссоциируещее вещество.

Например, Na⁺ и Cl^- в растворе при соединении образуют соль NaCl, которая хорошо растворима, не является газом, поэтому эти ионы могут существовать отдельно в растворе, а например ионы H⁺ и СО₃^2- при соединении образут Н₂О и СО₂, воду и газ, поэтому данные ионы не могут существовать вместе в растворе, так как сразу переходят в вещества, которые уже не распадаются обратно на эти ионы, то есть вода и угдекислый газ

1. Знать основные степени окисления, которые проявляют элементы с 1 по 8 группу.

Щелочные металлы +1

Щелочноземельные металлы +2

Cu +1, +2

Hg +1,+2

C -4, +2, +4

Si -4,+4

P -3,+1, +3, +5

N -3,-2,-1,+1,+2,+3,+4,+5

S -2,+2, +4, +6

Cl -1 ,+1,+2,+3,+4,+5,+6,+7

F -1

Fe +2,+3

Pb +2,+4

Mn +2,+3,+4,+5,+6,+7

Cr +2,+3,+6

O -1,-2

1. Основные сильные окислители и восстановители в неорганической химии

Сильные восстановители – NH₃, H₂S, K₂S, K₂SO₃, KI, HI, СО, все металлы

Сильные окислители – KMnO₄, K₂Cr₂O₇, K₂CrO_4, H₂SO_{4 (к)}, HNO₃, KClO_4, О₂, О₃, все галогены

1. Окраски индикаторов в разных средах

среда	индикатор
лакмус	фенолфталеин	метилоранж
нейтральная	фиолетовый	бесцветный	оранжевый
кислая	красный	бесцветный	красный
щелочная	синий	малиновый	желтый

1. Какие кислоты являются сильными

HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HClO₃, H₂Cr₂O₇, H₂CrO₄, HMnO₄

1. Отношение галогенов к кислороду.

Галогены не реагируют с кислородом так как тоже являются сильными окислителями. Только фтор реагирует с кислородом, так как он является самым сильным окислителем.

1. Аммиак, с чем реагирует и кем является.

Аммиак NH₃ является слабым основанием

1. Взаимодействие с водой

При взаимодействии с водой аммиак образует слабое основание – гидроксид аммония NH₄OH, который является очень неустойчивым и способен разлагаться снова до аммиака и воды.

NH₃ + H₂O NH₄OH

1. Взаимодействие с кислотами

NH₃ + HCl = NH₄Cl

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

Аммиак NH₃ способен также образовывать кислые соли:

NH₃ + H₂SO₄ = NH₄ HSO₄

Аммиак NH₃ может проявлять только восстановительные свойства, так как азот N в нем имеет низшую степень окисления –3, поэтому NH₃ является сильным восстановителем.

1. Горение NH₃

-3 +1 0 0 +1 -2

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

1. Каталитическое окисление NH₃

-3 +1 0 Cr₂O₃ +2 -2 +1 -2

4NH₃ + 5O₂ = 4NO↑ + 6H₂O

1. Взаимодействие с окислителями

-3 +1 +2 -2 0 0 +1 -2

2NH₃ + 3CuO = 3Cu↓ + N₂↑+ 3H₂O

1. Взаимодействие с активными металлами

Аммиак может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с очень активными металлами, но окислителем в нём являются не атомы азота N^-3, а атомы водорода H⁺.

-3 +1 0 +1 -3 +1 0

2NH₃ + 2Na = 2NaNH₂ + H₂

1. Образование аммиачных комплексных соединений

Раствор аммиака способен реагировать с гидроксидами, солями и даже оксидами d-металлов с образованием растворимых комплексных соединений:

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

CuCl₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]Cl₂

1. Бурый газ, свойства, реакция с водой и щелочами

Бурый газ NO₂ является кислотным оксидом, но не существует кислоты со степенью окисления азота N в ней +4, как в данном оксиде, поэтому NO₂ при взаимодействии с водой образует сразу 2 кислоты, одновременно понижая и повышая свою степень окисления до +3 и +5:

+4 -2 +1 -2 +1 +3 -2 +1 +5 -2

2NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃

При взаимодействии со щелочами NO₂, соответственно, образуется 2 соли

+4 -2 +1 -2 +1 +1 +3 -2 +1 +5 -2 +1 -2

2NO₂ + 2KOH = KNO₂ + KNO₃ + H₂O

1. Свойства солей аммония

Все соли аммония представляют собой белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Все соли аммония являются сильными электролитами и способны в растворе необратимо распадаться на ионы аммония NH₄⁺ и ионы кислотного остатка:

(NH₄)₂CO₃ 2NH₄⁺ + CO₃^2-

Все соли аммония способны разлагаться при нагревании:

(NH₄)₂CO₃ = 2NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O

NH₄Br = NH₃↑ + HBr↑

Обратите внимание, что при нагревании нитрата и нитрита аммония протекает окислительно-восстановительные реакции в отличие от предыдущих:

-3 +1 +5 -2 +1 -2 +1 -2

NH₄NO₃ = N₂O↑ + 2H₂O

-3 +1 +3 -2 0 +1 -2

NH₄NO₂ = N₂↑ + 2H₂O

Соли аммония способны реагировать как с кислотами, так и с щелочами, при этом должно выполняться хотя бы одно из условий протекания обменных реакций:

(NH₄)₂S + 2HCl = H₂S↑ + 2NH₄Cl

NH₄Cl + KOH = KCl + NH₃↑ + H₂O

 

По аналогичному принципу соли аммония могут реагировать с другими солями (при выпадении осадка):

2NH₄I + Pb(NO₃)₂ = PbI₂↓ + 2NH₄NO₃

1. Сернистый газ и серный ангидрид, свойства

1. Оксид серы (IV) имеет формулу SO₂.

SO₂ – сернистый газ, без цвета, имеет резкий запах, плохо растворим в воде.

Является типичным кислотным оксидом.

При растворении в воде взаимодействует с ней, образуя слабую сернистую кислоту, которая способна обратно разлагаться на воду и сернистый газ:

SO₂ + H₂O H₂SO₃

Как кислотный оксид, способен реагировать с основными и амфотерными оксидами:

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃

SO₂ + ZnO = ZnSO₃

Сернистый газ хорошо реагирует со щелочами:

SO₂ + 2KOH = K₂SO₃ + H₂O

При недостатке щёлочи возможно образование кислых солей (гидросульфитов):

SO₂ + KOH = KНSO₃

Так как в SO₂ сера S находится в промежуточной степени окисления +4, то сернистый газ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Сернистый газ как восстановитель способен окисляться до более высшего оксида серы:

+4 -2 0 +6 -2

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Как окислитель, SO₂ способен реагировать с такими сильными восстановителями, как сероводород H₂S:

+4 -2 +1 -2 0 +1 -2

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

Получают сернистый газ в промышленности окисление сульфидов и серы:

+2 -2 0 +2 -2 +4 -2

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

0 0 +4 -2

S + O₂ = SO₂

В лаборатории сернистый газ можно получить действием на сульфиты растворами сильных кислот:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + SO₂↑

 

1. Оксид серы (VI) – SO₃

Оксид серы (VI) также еще называют серным ангидридом. При обычных условиях SO₃ – легколетучая бесцветная жидкость с неприятным запахом.

Серный ангидрид SO₃ является сильным кислотным оксидом.

SO₃ хорошо растворяется в воде с образованием серной кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Как кислотный оксид, реагирует с основными и амфотерными оксидами:

SrO + SO₃ = SrSO₄

BeO + SO₃ = BeSO₄

Серный ангидрид хорошо реагирует с основаниями:

SO₃ + 2LiOH = Li₂SO₄ + H₂O

При недостатке щелочи возможно образование кислых солей (гидросульфатов):

SO₃ + LiOH = LiНSO₄

В молекуле SO₃ сера S находится в максимальной степени окисления +6, поэтому может проявлять только окислительные свойства и понижать степень окисления:

+6 -2 +1 -2 +4 -2 +1 -2

3SO₃ + H₂S = 4SO₂ + H₂O

 

Получают SO₃ в промышленности окислением SO₂ при использовании катализаторов:

+4 -2 0 V₂O₅ +6 -2

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Также SO₃ можно получать при прокаливании сульфатов:

t

SnSO₄ = SnO + SO₃

1. Сероводород.

Сероводородная кислота образуется при растворении в воде сероводорода H₂S. Сероводород H₂S – газ при обычных условиях с характерным запахом тухлых яиц, токсичен, плохо растворим в воде.

Получение H₂S.

1. Из простых веществ

0 0 t +1 -2

H₂ + S = H₂S

1. Взаимодействие сульфидов с сильными кислотами

ZnS + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂S↑

Химические свойства H₂S.

1. Диссоциация

H₂S является слабой кислотой, поэтому плохо распадется на ионы и считается слабым электролитом.

H₂S 2H⁺ + S^2-

1. Взаимодействие с основными оксидами

H₂S + CaO = CaS + H₂O

1. Взаимодействие с основными гидроксидами

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O

С амфотерными оксидами и гидроксидами сероводородная кислота реагирует плохо, так как все амфотерные оксиды и гидроксиды не растворимы, хорошо растворяются только в сильных кислотах, а H₂S является слабой кислотой.

1. Взаимодействие с металлами

0 +1 -2 +2 -2 +1 -2

Ca + H₂S = CaS + H₂O

1. Взаимодействие с солями

H₂S + Pb(CH₃COO)₂ = PbS↓ + 2CH₃COOH

1. Взаимодействие с окислителями

Сера S в сероводородной кислоте H₂S находится в минимальной степени окисления –2, поэтому H₂S может проявлять только восстановительные свойства. H₂S является сильным восстановителем, поэтому активно реагирует с окислителями.

+1 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2

H₂S + 3H₂SO₄ = 4SO₂ + 4H₂O

+1 -2 +2 -2 0 0 +1 -2

H₂S + CuO = Cu + S + H₂O

1. Восстановительные свойства сульфидов

Сульфиды – соли сероводородной кислоты, также являются сильными восстановителями.

+1 -2 +1 +7 -2 +1 -2 +1 +1 +6 -2 0 +1 -2 +1

Na₂S + 2KMnO₄ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + S + 2NaOH

+1 -2 +1 -1 0 +1 -2 +1

K₂S + H₂O₂ = S + 2KOH

1. Углекислый и угарный газ, свойства.

Оксид углерода (II) CO – угарный газ, при обычных условиях является газом без цвета и запаха, плохо растворимым в воде. Угарный газ очень ядовит, при высокой концентрации в атмосфере вызывает отравление и смерть. Угарный газ образуется при пожарах в процессе горения древесины и других органических материалов.

Угарный газ образуется при неполном горении углерода и органических веществ:

0 0 +2 -2

2С + О₂ = 2СО

 

Угарный газ также можно получить при сжигании углерода в атмосфере углекислого газа СО₂:

0 +4 -2 t +2 -2

С + СО₂ = 2СО

Угарный газ СО является несолеобразующим оксидом, поэтому не реагирует с водой с образованием кислоты, не взаимодействует с основными оксидами и гидроксидами.

С точки зрения окислительно-восстановительных свойств СО является сильным восстановителем,

+2 -2 +2 -2 t 0 +4 -2

CuO + CO = Cu + CO₂

 

+2 -2 0 +4 -2

2СО + О₂ = 2СО₂

При попадание в лёгкие СО связывает ионы железа в гемоглобине с образованием прочных комплексов, при этом теряется основная функция гемоглобина – перенос кислорода. Возникает кислородное голодание, которое сначала сопровождается сонливостью, потерей сознания, парализацией мышечной системы и остановкой сердца.

Оксид углерода (IV) CO₂ – углекислый газ, при обычных условиях является газом без цвета и запаха, растворимым в воде, не токсичен, но при больших концентрациях в атмосфере может вызывать отравления.

Углекислый газ СО₂ образуется при горении органических веществ в избытке кислорода:

-2 +1 0 +4 -2 +1 -2

С₂Н₄ + 3О₂ = 2СО₂ + 2Н₂О

Получить углекислый газ также можно разложением солей карбонатов:

СаСО₃ = СаО + СО₂↑

СО₂ является кислотным оксидом, поэтому взаимодействует с водой с образованием слабой угольной кислоты, которая способна разлагаться обратно до углекислого газа и воды:

CO₂ + H₂O H₂CO₃

Как кислотный оксид, СО₂ хорошо реагирует с сильными основными оксидами и гидроксидами:

СО₂ + SrO = SrCO₃

СО₂ + 2KOH = K₂CO₃ + H₂O

1. Взаимодействие хлора со щелочами при нагревании и на холоде

Галогены реагируют с растворами щелочей, как правило, с образованием 2-х солей.

0 +1 -2 +1 холод +1 -1 +1 +1 -2 +1 -2

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

0 +1 -2 +1 нагрев +1 -1 +1 +5 -2 +1 -2

3Cl₂ + 6NaOH = 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

1. Взаимодействие конц серной кислоты с галогенидами, получение газообразного хлороводорода

Если взять концентрированную серную кислоту и безводный хлорид натрия, то в условиях отсутствия воды мы получим газообразный хлороводород, и поэтому такая обменная реакция пойдет, так как выполняется условие протекания реакции ионного обмена – выделение газа

H₂SO_4(к) + 2NaCl = Na₂SO₄ + 2HCl↑

При взаимодействии NaCl с обычной разбавленной H₂SO₄ не образуется газ, так как HCl отлично растворяется в воде, и не выполняется ни одно из условий протекания обменных реакций, поэтому реакция не идет:

H₂SO₄ + 2NaCl = Na₂SO₄ + 2HCl

1. Перманганат калия в различных средах в реакциях ОВР

KMnO₄ – сильнейший окислитель, при этом в окислительно-восстановительных реакциях в различных средах переходит в разные вещества:

 

 

+2

Mn(MnSO₄)

Кислая среда (H₂SO₄)

 

+4

 

Водная среда (H₂O)

+7

 

MnO₂

KMnO₄

 

+6

 

K₂MnO₄

Щелочная среда (KOH)

+1 +7 -2 +2 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +5 -2 +2 -1 +1 -2

3KMnO₄ + 5NO + 9HCl = 3KCl + 5HNO₃ + 3MnCl₂ + 2H₂O

+1 +7 -2 +1 +6 -2 +1 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2 +1

2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO₂↓ + 2KOH

+1 +7 -2 +1 -1 +1 -2 +1 +1 +6 -2 0 +1 -2

2KMnO₄ + H₂O₂ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + O₂↑ + 2H₂O

+1 +7 -2 +1 -1 +1 -2 +1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 0 +1 -2

2KMnO₄ + H₂O₂ + 2NaOH = K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + O₂↑ + 2H₂O

1. Дихромат (бихромат) и хромат калия в реакциях ОВР

K₂CrO₄ и K₂Cr₂O₇ – сильнейшие окислители, хром Cr в них находится в максимальной степени окисления +6, поэтому способны реагировать с восстановителями.

В окислительно-восстановительных реакциях K₂CrO₄ и K₂Cr₂O₇ в присутствии кислот переходят в соли хрома (III), образованных присутствующей кислотой:

+1 +6 -2 +1 -2 +1 -1 +1 -1 +1 +6 -2 +3 -1 +1 -2

8K₂CrO₄ + 3Na₂S + 40HCl = 16KCl + 3Na₂SO₄ + 8CrCl₃ + 20H₂O

+1 +6 -2 -3 +1 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +1 +5 -2 +1 -2

4K₂Cr₂O₇ +3NH₃ + 16H₂SO₄ = 4K₂SO₄ + 4Cr₂(SO₄)₃ + 3HNO₃ + 19H₂O

1. Галогенводороды. Хлор. Кислородосодержащие кислоты хлора.

Cl₂ – жёлто-зеленый газ, ядовитый, растворимый в воде

Взаимодействие с металлами

Так как галогены являются сильными окислителями, то они активно реагируют с металлами – типичными восстановителями

0 0 +2 -1 Ba + Cl₂ = BaCl₂

Взаимодействие с неметаллами

0 0 +5 -1 2P + 5Cl₂ = 2PCl₅

 

С кислородом О₂ галогены непосредственно не реагируют, так как и кислород, и галогены являются сильными окислителями, за исключением фтора F₂:

0 0 +2 -1

O₂ + 2F₂ = 2OF₂

Взаимодействие с водой

При взаимодействии с водой обычно происходит образование 2-х кислот:

0 +1 -2 +1 -1 +1 +1 -2

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Взаимодействие со щелочами

Галогены реагируют с растворами щелочей, как правило, с образованием 2-х солей.

3Br₂ + 6KOH = 5KBr + KBrO₃ + 3H₂O

Взаимодействие с солями бескислородных кислот

Галогены могут реагировать с солями бескилородных кислот только в том случае, если более активный неметалл (более сильный окислитель) вытеснит из соли менее активный неметалл (менее сильный окислитель)

0 +1 -2 +1 -1 0

Cl₂ + Li₂S = 2LiCl + S

 

 

Степень окисления	+1	+3	+5	+7
Оксид	Cl2O	Cl2O3	Cl2O5	Cl2O7
Кислота	HClO	HClO2	HClO3	HClO4
Название кислоты	хлорноватистая	хлористая	хлорноватая	хлорная
Сила кислоты	слабая	слабая	сильная	сильная
Название солей, которые образует кислота	гипохлориты	хлориты	хлораты	перхлораты

HCl – хлороводород, бесцветный газ, резкий запах, имеет соленый вкус, ядовит, хорошо растворим в воде, при этом образуя соляную кислоту

Получать можно Из простых веществ

0 0 +1 -1

H₂ + Cl₂ = 2HCl

1. Из солей

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

2KCl + H₂SO_4(к) = K₂SO₄ + 2HCl↑

1. Из неметаллических соединений

2PCl₅ + 8H₂O = 2H₃PO₄ + 10HCl

Химические свойства HCl

1. Взаимодействие с металлами

0 +1 -1 2+ -1 0

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

1. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

Так как соляная кислота HCl является сильной кислотой, то она способна реагировать с веществами основного и амфотерного характера.

2HCl +CuO = CuCl₂ + H₂O

6HCl + Fe₂O₃ = 2FeCl₃ + 3H₂O

1. Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами

HCl +NaOH = NaCl + H₂O

3HCl + Fe(OH)₃ = FeCl₃ + 3H₂O

1. Взаимодействие с солями

2HBr + K₂S = 2KBr + H₂S↑

1. Свойства азота

Молекулы азота состоят из 2-х атомов и имеют вид N₂. Азот N₂ при обычных условиях является газом без цвета и запаха, нерастворимым в воде. Имеет очень низкую температуру кипения. Газ азот безвреден для нашего организма. В воздухе содержится приблизительно 70% газа азота, поэтому азот ежесекундно попадает в наш организм, не представляя для человека никакой опасности. Это связано с тем, что азот является химически инертным газом, поэтому он не слишком охотно вступает в химическое взаимодействие. Это можно объяснить наличием тройной прочной ковалентной неполярной связи между атомами азота в молекуле:

N N

Соответственно, валентность атомов азота в молекуле равна III.

Получение азота N_2.

1. Промышленное получение

В промышленности азот N₂ получают из воздуха путем сильного охлаждения и сжижения воздуха.

1. Лабораторное получение

Азот N₂ в лаборатории можно получить разложением при нагревании таких солей, как нитрит аммония, бихромат аммония:

-3 +1 +3 -2 t 0 +1 -2

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

-3 +1 +6 -2 t 0 +3 -2 +1 -2

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Химические свойства азота N₂.

1. Взаимодействие с металлами

Так как азот является очень инертным веществом, то способен реагировать при обычных условиях только с очень активными металлами (щелочными и щелочноземельными), так как они являются сильными восстановителями, при этом азот будет проявлять окислительные свойства:

0 0 +1 -3

N₂ + 6Li = 2Li₃N

1. Взаимодействие с неметаллами

Точно также азот способен реагировать только с очень активными неметаллами (сильными окислителями), при этом он будет проявлять восстановительные свойства:

 

0 0 t +3 -1

N₂ + 3F₂ = 2NF₃

С кислородом азот практически не реагирует.

Азот N₂ также способен сам проявлять окислительные свойства, реагируя с наименее активными неметаллами, например, с водородом. Азот N как химический элемент сам по себе является сильноэлектроотрицательным, поэтому должен проявлять сильные окислительные свойства, но этого не происходит за счёт образования прочной тройной связи между атомами азота в молекуле.

0 0 t -3 +1

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

1. Свойства фосфора

Фосфор является твёрдым хрупким аморфным веществом. В обычном состоянии существует 3 аллотропные модификации фосфора: белый, красный и черный фосфор.

Белый фосфор представляет собой белое воскообразное вещество, легко режется ножом, очень легкоплавкий, плохо растворим в воде. В темноте белый фосфор светится зеленым цветом. Белый фосфор имеет молекулярную формулу Р₄, имеет молекулярную кристаллическую решетку. Белый фосфор химически очень активен и чрезвычайно ядовит.

При нагревании белого фосфора при 500 ⁰С в бескислородной среде образуется красный фосфор. Красный фосфор представляет собой твёрдое вещество пурпурного цвета, имеющее металлический блеск, более устойчив и менее химически активен, чем белый фосфор. Плохо растворим в воде. Красный фосфор не представляет большой опасности для жизни и здоровья людей.

При нагревании красного фосфора образуется чёрный фосфор. Чёрный фосфор также можно получить из белого при нагревании и высоком давлении. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, нерастворимое в воде. Чёрный фосфор еще менее активен, чем красный, является полупроводником, поэтому способен проводить электрический ток.

Получение фосфора.

1. Сплавление фосфатов с углем и песком при высокой температуре

+2 +5 -2 +4 -2 0 t +2 +4 -2 +2 -2 0

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C = 3CaSiO₃ + 5CO↑ + 2P

Химические свойства фосфора.

1. Взаимодействие с неметаллами

0 0 +5 -2

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

0 0 +5 -1

2P + 5Cl₂ = 2PCl₅

0 0 +5 -2

2P + 3S = P₂S₃

1. Взаимодействие с металлами

0 0 +1 -3

P + 3Na = Na₃P

0 0 +2 -3

2P + 3Ca = Ca₃P₂

1. Взаимодействие с водой при высокой температуре

0 +1 -2 t -3 +1 +1 +5 -2

8P + 12H₂O = 5PH₃↑ + 3H₃PO₄

1. Взаимодействие с концентрированными растворами щелочей

0 +1 -2 +1 +1 -2 -3 +1 +1 +1 +1 -2

4P + 3KOH + 3H₂O = PH₃↑ + 3KH₂PO₂

1. Свойства серы.

Для элемента серы S также характерно явление аллотропии. Сера как элемент образует 3 простых вещества: ромбическая, моноклинная и пластическая сера. Наиболее устойчивая и распространенная форма – ромбическая сера S₈, является твердым веществом, но имеет молекулярную кристаллическую решетку. Это хрупкое вещество желтого цвета, не растворимое в воде.

1. Взаимодействие с металлами

0 0 +1 -2

2K + S = K₂S

0 0 +2 -2

Hg + S = HgS

Сера является средством против просыпанной ртути.

1. Взаимодействие с неметаллами

0 0 +4 -2

2S + C = CS₂

0 0 +2 -2

S + Cl₂ = SCl₂

0 0 +4 -2

S + O₂ = SO₂

1. Взаимодействие с щелочами

0 +1 -2 +1 +1 +4 -2 +1 -2 +1 -2

3S + 6NaOH = Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O

1. Свойства кислорода и водорода

Кислород О образует 2 простых вещества: кислород О₂ и озон О₃.

Озон – это газ, имеющий запах свежести. Озон О₃ образуется при пропускании электрического разряда через кислород:

3О₂ = 2О₃

Озон – это очень сильный окислитель, в окислительно – восстановительных реакциях (ОВР) переходит в кислород О₂:

SO₂ + O₃ = SO₃ + O₂

Кислород – это газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха, не растворимый в воде.

Химические свойства кислорода_.

1. Взаимодействие с металлами

Кислород способен реагировать с большинством металлов при обычных условиях с образованием оксидов:

0 0 +2 -2

2Pb + O₂ = 2PbO

1. Взаимодействие с неметаллами

Как сильный окислитель, кислород реагирует со всеми неметаллами с образованием оксидов:

0 0 +4 -2

С + О₂ = СО₂

0 0 +5 -2

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Только в реакции с фтором F₂ кислород проявляет восстановительные свойства, так как фтор – самый сильный окислитель:

0 0 +2 -1

O₂ + 2F₂ = 2OF₂

1. Взаимодействие с оксидами

+2 -2 0 +3 -2

4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃

+2 -2 0 +4 -2

2CO + O₂ = 2CO₂

1. Взаимодействие с бескислородными кислотами

+1 -2 0 +1 -2 0

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S

1. Взаимодействие с солями

+1 +4 -2 0 +1 +6 -2

2K₂SO₃ + O₂ = 2K₂SO₄

Получение кислорода_.

1. Лабораторный способ

+1 +7 -2 t +1 +6 -2 +4 -2 0

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

+1 +5 -2 t +1 -1 0

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

1. Из пероксидов металлов и водорода

+1 -1 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Na₂O₂ + 2H₂O = 4NaOH + O₂↑

+1 -1 MnO₂ +1 -2 0

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂↑

Молекула водорода состоит из 2-х атомов: Н₂. При обычных условиях водород Н₂ представляет собой газ без цвета и запаха, легче воздуха, не токсичен, очень горюч.

водород получают при пропускании водяных паров над раскаленным углем:

0 +1 -2 t +2 -2 0

С + Н₂О = СО + Н₂

1. Лабораторные способы

0 +1 -1 +2 -1 0

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

0 +1 -2 +1 -2 +1 0

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Химические свойства водорода.

Водород Н₂ является сильным восстановителем. Окислительные свойства водород проявляет только при взаимодействии с металлами.

1. Взаимодействие с неметаллами

0 0 -3 +1

N₂ + 3H₂ =2NH₃

0 0 +1 -1

H₂ + F₂ = 2HF

0 0 +1 -2

2H₂ + O₂ = 2H₂O

1. Взаимодействие с металлами

При нагревании водород способен реагировать с щелочными металлами, проявляя окислительные свойства, так как щелочные металлы являются сильными восстановителями. Это единственный случай, когда водород Н проявляет степень окисления -1. При взаимодействии водорода с металлами образуются гидриды:

0 0 +1 -1

2Na + H₂ = 2NaH

1. Взаимодействие с оксидами металлов

+2 -2 0 0 +1 -2

CuO + H₂ = Cu + H₂O

+2 -2 0 0 +1 -2

FeO + H₂ = Fe + H₂O

1. Качественные реакции на ионы. Реакции обнаружения.

Cu²⁺ - добавление щелочи КОН – выпадение голубого осадка Cu(OH)₂

Fe²⁺ - добавление щелочи КОН – выпадение зеленого осадка Fe(OH)₂ постепенно буреющего

Fe³⁺ - добавление щелочи КОН – выпадение бурого осадка Fe(OH)₃

Pb²⁺ - добавление KI – выпадение золотистого осадка PbI₂

Ag⁺ - добавление KCl или HCl – выпадение белого осадка AgCl, нерастворимого в кислотах

Ва²⁺ - добавление H₂SO₄ – выпадение белого осадка ВаSO₄, нерастворимого в кислотах

Са²⁺ - добавление Na₂CO₃ – выпадение белого осадка СаCO₃, который при добавлении кислоты растворяется и выделяется углекислый газ СО₂

Zn²⁺ Al³⁺ - добавление щелочи КОН, при этом выпадает белый осадок, который растворяется при дальнейшем добавлении щелочи

NH₄⁺ - добавление щелочи КОН – выделяется бесцветный газ аммиак NH₃

SO₄^2- - добавление BaCl₂ при этом выпадает белый осадок ВаSO₄, нерастворимый в кислотах

NO₃^- - добавление концентрированной серной кислоты, выделяется бурый газ NO₂

S^2- - добавление кислоты , выделяется газ с запахом тухлых яиц H₂S, или добавить Pb(NO₃)₂, выпадет черный осадок PbS

SO₃^2- - добавить кислоту, при этом выделиться бесцветный газ SO₂

PO₄^3- - добавить СaCl₂ выпадет белый осадок Са₃(РО₄)₂ или добавить AgNO₃, выпадет желтый осадок Ag₃ PO₄

CO₃^2- - добавить СaCl₂ выпадение белого осадка СаCO₃, который при добавлении кислоты растворяется и выделяется углекислый газ СО₂

Или добавить кислоту и выделится газ СО₂

SiO₃^2- - добавить кислоту и выпадет белый осадок Н₂SiO₃

Cl^- добавить AgNO₃ выпадет белый осадок AgCl не растворимый в кислотах

Br^- добавить AgNO₃ выпадет желтоватый осадок AgBr не растворимый в кислотах

1. Добавить азотную кислоту, перекись водорода, перманганат калия или другой сильный окислитель, при этом выпадет фиолетовый осадок I₂

1. Алканы, краткая характеристика и свойства. Метан

Алканы – это предельные углеводороды, общая молекулярная формула которых C_nH_2n+2

К алканам относится следующий ряд веществ (гомологический ряд):

Молекулярная формула	Краткая структурная формула	название
СН4	СН4	метан
С2Н6	СН3–СН3	этан
С3Н8	СН3–СН2–СН3	пропан
С4Н10	СН3–СН2–СН2–СН3	бутан
С5Н12	СН3–СН2–СН2–СН2–СН3	пентан
С6Н14	СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3	гексан
С7Н16	СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3	гептан
С8Н18	СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3	октан
С9Н20	СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3	нонан
С10Н22	СН3–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН2–СН3	декан

Метан – газ без цвета и запаха, легче воздуха, взрывоопасен, является предельным углеводородом, все связи одинарные, прочные, насыщенные,

Валентность атома С во всех органических соединениях равна IV

Алканы вступают в реакции замещения с галогенами (хлором, бромом) на свету, также с азотной и серной кислотой, могут разлагаться с отщеплением водорода или разлагаться на две более мелких углеводорода (крекинг). Они не растворимы в воде, и поэтому с ней не реагируют

При горении в кислороде (на воздухе) образуют СО₂ и воду

2С₂Н₆ + 7О₂ = 4СО₂ + 6Н₂О

1. Алкены, краткая характеристика и свойства. Этилен

Алкены – это непредельные углеводороды, имеющие в составе одну двойную связь, общая молекулярная формула которых C_nH_2n

С2Н4	СН2=СН2	этен (этилен)
С3Н6	СН3–СН=СН2	пропен (пропилен)
С4Н8	СН3–СН2–СН=СН2	бутен-1

Они вступают в реакции присоединения с разрывом двойной связи, могут реагировать с водородом (гидрирование) с образованием алканов, с галогенами (галогенирование) – хлором, бромом (обесцвечивать бромную воду) при обычных условиях, с галогенводородами (гидрогалогенирование), с водой с образованием спиртов (гидратация), могут окисляться – обесцвечивать раствор KMnO_4. Горят они также как и алканы с выделением СО₂ и воды.

Этилен может всупать в реакцию полимеризации – образуя полимер полиэтилен.

Этилен – газ без цвета и запаха, легче воздуха, также взрывоопасен, является непредельным углеводородом, так как имеет двойную связь, которая в отличие от одинарных слабая и легко рвется.

 

1. Алкины, краткая характеристика и свойства. Ацетилен

Алкины – это непредельные углеводороды, имеющие в составе одну тройную связь, общая молекулярная формула которых C_nH_2n-2

С2Н2	СН≡СН	этин (ацетилен)
С3Н4	СН3–С≡СН	пропин
С4Н6	СН3–С≡С–СН3	бутин-2

Как и алкены, они вступают в реакции присоединения с разрывом тройной связи до двойной или одинарной, могут реагировать с водородом с образованием алканов, с галогенами – хлором, бромом (обесцвечивать бромную воду) при обычных условиях, с галогенводородами, с водой с образованием альдегидов и кетонов, могут окисляться – обесцвечивать раствор KMnO_4. Горят они также с выделением СО₂ и воды.

Алкины имеют слабые кислотные свойства, поэтому могут вступать в реакции замещения с щелочными металлами и аммиачным раствором оксида серебра

Также ацетилен может вступать в реакцию циклизации образуя бензол, и вступает в реакции полимеризации.

Ацетилен – газ без цвета и запаха, легче воздуха, взрывоопасен, является непредельным углеводородом, так как имеет тройную связь.

1. Арены, краткая характеристика и свойства. Бензол

 

Арены – это непредельные углеводороды, имеющие в составе бензольное кольцо.

Главным представителем аренов является бензол.

Молекулярная формула С₆Н₆

Структурная формула:

Общая формула - C_nH_2n-6

Бензол – это бесцветная нелетучая жидкость с плохим запахом, не растворяется в воде, очень токсичен, может накапливаться в организме вызывая раковые заболевания

Бензол может вступать в реакции замещения с галогенами, азотной, серной кислотой, присоединять водород, непредельные углеводороды, Горит также с выделением СО₂ и воды.

1. Спирты, краткая характеристика и свойства. Этиловый спирт и метанол. Глицерин и этиленгликоль

 

Предельные одноатомные спирты – это органические вещества, производные алканов, имеющие в составе одну гидроксогруппу или гидроксильную группу –ОН.

Формула гомологического ряда предельных одноатомных спиртов: C_nH_2n+2O, или C_nH_2n+1OH.

Они предельные, так как не имеют двойных и тройных связей, все связи одинарные

Гомологический ряд предельных одноатомных спиртов:

Молекулярная формула	Краткая структурная формула	название
СН3ОН	СН3–ОН	метанол, метиловый спирт
С2Н5ОН	СН3–СН2–ОН	этанол, этиловый спирт
С3Н7ОН	СН3–СН2–СН2–ОН	пропанол-1, пропиловый спирт

Метанол и этанол – бесцветные и легкокипящие жидкости, между молекулами образуются водородные связи, имеют запах алкоголя.

Этанол (этиловый спирт) вызывает опьянение, в больших дозах – отравление. В организме переходит в уксусный альдегид – яд, метанол очень ядовит, и 50 мл его вызывает слепоту, а более крупная доза – смерть.

Спирты являются хорошими растворителями, хорошо смешиваются с водой.

Этанол является антисептиком, им обрабатывают раны.

Спирты обладают амфотерными свойствами, они реагируют как с кислотами – галогенводородами (HCl), азотной, серной кислотой, с карбоновыми кислотами образуют сложные эфиры; так и с активными (щелочными) металлами с выделением газа водорода. При окислении образуют альдегиды.

При сгорании на воздухе образуется СО₂ и вода.

Главными представителями многоатомных спиртов являются глицерин и этиленгликоль:

 

этиленгликоль глицерин

 

(этандиол-1,2) (пропантриол – 1,2,3)

Глицерин и этиленгликоль при обычных условиях являются бесцветными тяжелыми маслянистыми жидкостями, нелетучими, обладают низкими температурами плавления, но высокими температурами кипения. Это объясняется наличием водородных связей между молекулами многоатомных спиртов. Этиленгликоль является очень токсичным и ядовитым веществом, используется в промышленности для производства охлаждающих жидкостей (тосолов и антифризов). Глицерин, напротив, используется в пищевой промышленности, также в косметической. Глицерин входит в состав всех жиров. Глицерин – это вязкое малотекучее бесцветное гелеобразное вещество, очень сладкое на вкус.

Для глицерина и этиленгликоля характерны все те же реакции, как и для этанола и метанола, но в отличии от одноатомных спиртов они могут реагировать с Cu(OH)₂, образуя ярко-синие комплексные соединения.

1. Карбоновые кислоты, краткая характеристика и свойства. Уксусная кислота

Карбоновые кислоты – это кислородосодержащие органические вещества, имеющие в составе одну или несколько карбоксильных групп:

По характеру радикала карбоновые кислоты делятся на:

– предельные:

 

уксусная кислота

– непредельные:

 

акриловая кислота

– ароматические:

 

бензойная кислота

НСООН		метановая, муравьиная кислота	формиаты (метанаты)
СН3 СООН		этановая, уксусная кислота	ацетаты (этанаты)

Уксусная кислота является бесцветной жидкостью, летучая, с резким запахом, очень едкая, между молекулами есть водородные связи, хорошо растворяется в воде.

Уксусная кислота является органической кислотой средней силы, поэтому для нее характерны все свойства кислот, вступает в реакции замещения и обмена: реагирует с металлами, оксидами металлов, гидроксидами с образрванием солей ацетатов, также может реагировать со спиртами с образованием эфиров.

 

уксусная кислота ацетат натрия

2СН₃СООН + 2Na = 2CH₃COONa + H₂↑

2НСООН + CaO = (HCOO)₂Са + H₂О

2CН₃СООН + Cu(OH)₂ = (CH₃COO)₂Сu + 2H₂О

Также уксусная кислота может вступать в реакции обмена с солями

2CН₃СООН + Na₂CO₃ = 2CH₃COONa + H₂О + CO₂↑

При сгорании на воздухе образуется СО₂ и вода.

1. Аминокислоты, краткая характеристика и свойства. Глицин и аланин

Аминокислоты – это органические соединения, имеющие в составе, одновременно, одну или несколько карбоксильных групп –СООН, а также одну или несколько аминогрупп –NH₂

Основные представители:

 

аланин

 

глицин

 

 

2-амино уксусная кислота

 

2-амино пропановая кислота

 

Аминокислоты имеют свойства оснований и кислот, то есть обладают амфотерными свойствами: могут реагировать как с кислотами, так и с гидроксидами и оксидами металлов, также могут образовывать внутренние соли. При взаимодействии аминокислот друг с другом образуются пептиды и белки.

1. Жиры, белки, углеводы

Жиры – это сложные эфиры, образованные глицерином и жирными кислотами.

Жиры являются основными источниками энергии для многих животных, образуя подкожные жировые клетчатки, также выполняют строительную функцию, входят в состав клеточных мембран (фосфолипиды), рпедают эластичность костям и хрящам, образуют многие гормоны, например, женский гормон астроген.

При действии щелочей на жиры образуются соли жирных кислот (мыла) и глицерин, поэтому такие реакции называют омылением жиров. Жидкие жиры содержат остатки непредельных кислот (растительные жиры), а твердые жиры содержат остатки предельных кислот (животные жиры), и при пропускании водорода жидкие жиры переходят в твердые – этот процесс называется гидрогенизация, таким образом из дешевых растительных жиров получают дорогие твердые жиры, используемые как заменители молочного жира в продуктах питания.

Таблица жирных кислот

Молекулярная формула	Краткая структурная формула	название	характер радикала
С17Н35СООН	CH3(CH2)16COOH	стеариновая кислота	предельная
С15Н31СООН	CH3(CH2)14COOH	пальмитиновая кислота	предельная
C17H33COOH	СН3(СН2)7СН=СН(СН2)7СООН	олеиновая кислота	непредельная
С17Н31COOH	СН3(СН2)3-(СН2-СН=СН)2-(СН2)7-СООН	линолевая кислота	непредельная
С17Н29COOH	СН3-(СН2-СН=СН)3-(СН2)7-СООН	линоленовая кислота	непредельная

Белки являются природными биополимерами, содержат остатки аминокислот, имеют различную структуру: линейную (первичная),спиральную (вторичная), клубочную (глобулины) – третичная.

Белки содержатся в мясе, яйцах, рыбе, бобовых, морепродуктах. При варке идет разрушение вторичной и третичной структуры – этот процесс называется денатурацией белка. Белки имеют прочную структуру, обеспечивают строительную функцию – из белков построены мышцы, из белка коллагена состоят волосы и ногти, транспортную – перенос веществ в организме, защитную – имуноглобулины и т-фаги поедают и уничтожают вирусные тела. При сжигании белков образуется запах жженых перьев.

Углеводы – это кислородосодержащие органические соединения, общая формула которых C_n(H₂O)_m

Простейший углевод – глюкоза С₆Н₁₂О₆. Входит в состав обычного сахара, который называется сахарозой. Является белым кристаллическим веществом, хорошо растворимым в воде, без запаха, имеет сладкий вкус, имеет в составе 5 гидроксильных групп и обладает свойствами многоатомных спиртов, а также имеет альдегидную группу и обладает также свойствами альдегидов.

Поэтому может реагировать с кислотами, гидроксидом меди, щелочными металлами, аммиачным раствором оксида серебра. В твердом виде образует циклическую форму. Входит в состав многих углеводов, таких как крахмал и целлюлоза. Углеводы как правило имеют энергетическую функцию и являются источниками энергии, содержатся в овощах, фруктах, растительных продуктах, крупах. Для растений еще выполняют и строительную функцию – образуют кору, клетчатку. Горят на воздухе, образуя СО₂ и воду.

Дополнительные вопросы.

1. Взаимодействие солей меди и серебра, оксида и гидроксида меди и серебра с раствором аммиака, образование комплексных соединений.

Cu₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Cu(NH₃)₂]OH

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Ag(NH₃)₂]OH

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Соли меди и серебра также способны реагировать с раствором аммиака NH₃ с образованием растворимых комплексных солей:

CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

1. Какими металлами является Be и Mg

Be – переходный металл, Mg – типичный металл, образует основные соединения

1. Взаимодействие перманганата калия и оксида марганца (4) с соляной кислотой.

+2 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2 MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

+1 +7 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -1 +1 -2

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O

1. Взаимодействие железной окалины с соляной кислотой и азотной кислотой, c HI

Fe₃O₄ является смесью двух оксидов FeO и Fe₂O₃ (FeO^.Fe₂O₃), поэтому при взаимодействии с кислотами образуется 2 соли:

Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

Fe₃O₄ проявляет, по большей части, восстановительные свойства, при этом восстановителем является именно FeO в составе магнитного железняка (Fe повышает степень окисления с +2 до +3, в итоге образуется только трёхвалентное железо):

3Fe₃O₄ + 28HNO₃ = 9Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 14H₂O

Если реакция идет с сильным восстановителем таким как HI, то наоборот Fe³⁺ переходит Fe²⁺ как окислитель, а I^- переходит в I₂ как восстановитель

Fe₃O₄+ 8HI = 3FeI₂ + I₂ + 4H₂O

1. Реакция CuCl₂ и FeCl₃ с KI, а также Fe₂O₃ и CuO с HI. (идет обмен и реакция ОВР)

KI и HI являются сильными восстановителями, а соли и оксиды Fe³⁺ и Cu²⁺ могут проявлять окислительные свойства, поэтому между этими веществами могут протекать не только обменные реакции, но еще и окислительно-восстановительные реакции, при этом ионы меди понижают заряд до с +2 до +1, а ионы железа понижают заряд с +3 до +2, йодид-ион повышает заряд с -1 до 0 и переходит в простое вещество йод – осадок черно-фиолетового цвета, в первой реакции образуется йодид меди CuI, а не хлорид как в случае с железом FeCl₂ , так как йодид меди (I) является белым осадком

+2 -1 +1 0

2CuCl₂ + 4KI= 2CuI + 4KCl + I₂

+3 -1 +2 0

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + 2KCl + I₂

+2 -1 +1 0

2CuO + 4HI= 2CuI + 2H₂O + I₂

+3 -1 +2 0

Fe₂O₃ + 6HI = 2FeI₂ + 3H₂O + I₂

1. Реакции диспропорционирования, между соединениями серы, железа, меди, хрома, углерода и т.д.

Очень часто два вещества, содержащих один и тот же элемент, но в разных степенях окисления, могут вступать между собой в реакции, при этом один элемент будет понижать, а другой повышать заряд, и оба они будут переходить в одну промежуточную степень окисления, так например, в первой реакции в SO₂ сера с зарядом +4 понижает до 0 (окислитель), а в H₂S сера с зарядом -2 повышает до 0, и таким образом оба вещества переходят в простое вещество серу S с зарядом ноль 0, такие реакции возможны если есть какая то промежуточная степень окисления или заряд, до которой один и тот же элемент в разных веществах может и понижать, и повышать

+4 -2 0

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

+6 -2 +4

3SO₃ + H₂S = 4SO₂ + H₂O

 

-2 +6 +4

H₂S + 3H₂SO₄ = 4SO₂ + 4H₂O

0 +6 - +4

S + H₂SO_4(к) = 4SO₂ + 4H₂O

 

0 +4 -2 t +2 -2

С + СО₂ = 2СО

+2 -2 0 t +1 -2

CuO + Cu = Cu₂O

 

+2 -1 0 t +1 -1

CuCl₂ + Cu = CuCl

+3 -2 0 t +2 -2

Cr₂O₃ + 2Cr = CrO

 

0 +3 -1 t +2 -1

Fe + 2FeCl₃ = 3FeCl₂

+3 -2 0 t +2 -2

Fe₂O₃ + Fe = 3FeO

1. Образование слабого электролита при взаимодействии солей с сильными кислотами (без газа, осадка и воды)

Главное условие протекания ионно-обменных реакций – это образование слабого электролита – вещества, плохо распадающегося на ионы. Газ, вода или осадок являются только частным случаем слабого электролита, но слабым электролитом может быть также и слабая кислота

Na₃PO₄ + HCl = NaCl + H₃PO₄

2CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CH₃COOH

В обеих реакциях нет газа, осадка или воды, но реакции идут за счет образования слабого электролита – слабой кислоты H₃PO₄ и 2CH₃COOH

1. Взаимодействие Si и SiO₂ со щелочами, с HF.

Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂

Si + 2KOH + H₂O = K₂SiO₃ + 2H₂↑

SiO₂ + 4HF = SiF₄↑ + 2H₂O

Кремний обладает сильными восстановительными свойствами, поэтому может реагировать только с плавиковой кислотой подобно металлам

И его оксид тоже способен реагировать с ней

1. Какие неметаллы реагируют с водородом, какие нет (не могут Si и Р)

С водородом могут реагировать многие неметаллы, все галогены, кислород, азот, сера, углерод. Не могут кремний и фосфор Si и Р

1. Реакция Mg с оксидами CO₂ и SiO₂

Единственный случай, когда CO₂ и SiO₂ проявляют окислительные свойства – это реакция с магнием Mg

+2 -2 0 t +2 -2 +2 -2

CO₂ + Mg = CO + MgO

+4 -2 0 t +2 -2 0

SiO₂ + 2Mg = 2MgO + Si

1. Какие металлы могут реагировать с водородом (щелоч и щелочнозем)

С водородом по сути могут реагировать только самые активные металлы – щелочные и щелочно-земельные

+1 -1

Li + H₂ = LiH гидрид лития

 

+2 -1

Ba + H₂ = BaH₂ гидрид бария

1. Образование кислых солей фосфорной кислоты. Реакция металлов с фосфорной кислотой

В зависимости от соотношения фосфорной кислоты или оксида фосфора могут получаться разные типы солей.

P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄ + 3H₂O

P₂O₅ + 2KOH + Н₂О = 2KН₂PO₄

P₂O₅ + 4KOH = 2K₂НPO₄ + H₂O

H₃PO₄ + 3КOH = К₃PO₄ + 3H₂O

H₃PO₄ + 2KOH = K₂HPO₄ + 2H₂O

H₃PO₄ + KOH = KH₂PO₄ + H₂O

Также при взаимодействии металлов с фосфорной кислотой преимущественно образуются не фосфаты, а дигидрофосфаты, так как фосфорная кислота слабый электролит диссоциирует по трем ступеням, и лучше всего диссоциация идет по первой ступени с образованием дигидрофосфат-иона H₂PO₄^-

1. H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^-

2. H₂PO₄^- H⁺ + HPO₄^2-

3. HPO₄^2- H⁺ + PO₄^3-

2K + 2H₃PO₄= 2KH₂PO₄ + H₂

1. Переход хроматов в дихроматы и наоборот. Качественные при этом признаки.

Хроматы (соли хромовой кислоты) в растворе имеют жёлтый цвет, дихроматы (соли дихромовой кислоты) – оранжевый цвет.

Из данных видов солей наибольший интерес представляют хромат калия K₂CrO₄ и дихромат калия K₂Cr₂O₇.

Хроматы в кислой среде переходят в дихроматы (жёлтый цвет раствора меняется на оранжевый):

2K₂CrO₄ + 2HCl = 2KCl + K₂Cr₂O₇ + H₂O

Бихроматы, в свою очередь, переходят в хроматы в щелочной среде (оранжевый цвет раствора меняется на желтый):

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

1. Что такое s,p,d,f - элементы

В зависимости от того, какой подуровень является незавершенным, или на каком подуровне накапливаются электроны, все элементы делят на:

s – элементы (элементы 1,2 группы главной подгруппы)

p– элементы (элементы 3-8 группы главной подгруппы)

d– элементы (элементы всех побочных подгрупп)

f – элементы (лантаноиды и актиноиды)

1. Взаимодействие амфотерных оксидов и гидроксидов с основными оксидами и гидроксидами

Сплавление в твёрдом состоянии:

t

Al₂O₃ + 2KOH = 2KAlO₂ + H₂O

t

ZnO + 2LiOH = Li₂ZnO₂ + H₂O

 

Взаимодействие в водном растворе:

 

Al₂O₃ + 2KOH + 3H₂O = 2K[Al(OH)₄]

 

ZnO + 2LiOH + H₂O = Li₂[Zn(OH)₄]

t

Al₂O₃ + Na₂O = 2NaAlO₂

t

ZnO + BaO = BaZnO₂

 

а) В водном растворе:

 

Al(OH)₃ + KOH = K[Al(OH)₄]

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

 

б) В твердом состоянии при нагревании:

t

Al(OH)₃ + KOH = KAlO₂ + 2H₂O

t

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

 

 

Al₂O₃ и ZnO, являясь амфотерными оксидами, могут подобно кислотным оксидам при нагревании вытеснять более летучие кислотные оксиды из солей:

t

3Al₂O₃ + 2Na₃PO₄ = 6NaAlO₂ + P₂O₅

t

ZnO + CaSO₃ = CaZnO₂ + SO₂↑

 

---

Сконвертировано и опубликовано на https://SamoLit.com/