ВходХимические свойства всех веществ. Основания: классификация и химические свойства
1. Являясь активными окислителями, галогены реагируют с металлами. Особенно бурно проходят реакции металлов с фтором. Щелочные металлы реагируют с ним со взрывом. При нагревании галогены реагирует даже с золотом и платиной. В атмосфере фтора и хлора целый ряд металлов сгорает без предварительного нагревания. Напомним некоторые особенности этих взаимодействий. Железо и хром при реакции с фтором, хлором и бромом окисляются до трехвалентного катиона. Реакции с иодом уже требует значительного нагревания и приводит к образованию FeJ 2 и CrJ 2 . Некоторые металлы пассивируются в среде галогенов из-за образования защитной солевой пленки. В частности, медь вступает во взаимодействие с фтором только при высоких температурах вследствие образования пленки CuF 2 . Аналогично ведет себя никель. Газообразный фтор хранят и транспортируют в сосудах из монель-металла (сплав никеля с железом и марганцем). Реакция хлора с некоторыми металлами заторможена и сильно ускоряется следами воды, действующей в этих случаях как катализатор. Хорошо высушенный хлор, например, не реагирует с железом, поэтому сжиженный хлор хранят в стальных баллонах. Жидкое агрегатное состояние брома является причиной того, что с некоторыми металлами он реагирует активнее хлора, так как концентрация реагента, находящегося в жидкой фазе, выше концентрации в газе. Например, компактные алюминий и железо реагируют с бромом при комнатной температуре, а с хлором при нагревании.
2. С водородом фтор реагирует при комнатной температуре со взрывом, реакция идет с заметной скоростью даже при –252 0 С. Хлор реагирует только при ультрафиолетовом или солнечном облучении, так как реакция носит свободнорадикальный характер. Реакция с бромом проходит менее активно и уже требует нагревания, в связи с чем становится заметно обратимой из-за недостаточной термической устойчивости связи H-Br. Энергия связи H-J еще меньше, окислительная способность иода также заметно меньше, чем у остальных галогенов, поэтому равновесие реакции H 2 + J 2 = 2HJ при температурах, при которых скорость реакции не очень низкая, существенно смещено в сторону исходных веществ.
3. Сера и фосфор сгорают при взаимодействии с фтором, хлором и бромом. При этом с фтором образуются соединения, в которых эти элементы проявляют свою максимальную степень окисления: SF 6 и PF 5 . Продукты остальных реакций зависят от условий опыта – PCl 3 , PCl 5 , PBr 3 , PBr 5 , S 2 Cl 2 , S 2 Br 2 , SCl 2 .
4. С другими неметаллами галогены также реагируют с той или иной активностью. Исключение составляют кислород и азот, с которыми галогены непосредственно не реагируют. Оксиды галогенов различного строения, зависящего от условий, можно получить при их реакции с озоном.
5. Активность фтора так велика, что он способен вступать во взаимодействие даже с благородными газами (кроме He, Ne, Ar).
6. Взаимодействуя друг с другом, галогены образуют бинарные соединения различного состава, в которых более электроотрицательный галоген проявляет отрицательную степень окисления, а менее отрицательный – положительную. Например, ClF 5 , BrCl 3 , JF 7 , JCl.
Реакции со сложными веществами
1. Вода самовоспламеняется в атмосфере фтора, и реакция идет до полного израсходования фтора. В зависимости от температуры и других условий протекает целый ряд реакций: 3F 2 + 3H 2 O = F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O = F 2 O + 2HF; с водяным паром со взрывом: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; со льдом: F 2 + H 2 O = HOF + HF. Хлор, ограниченно растворяясь в воде (2 объема хлора (газа!) на 1 объем воды), обратимо реагирует с ней: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Бром ведет себя аналогично, но равновесие Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO сильнее сдвинуто влево. Аналогичное равновесие для иода сдвинуто в сторону реагентов настолько, что можно сказать, что реакция не идет. В соответствии с вышесказанным существуют хлорная и бромная вода, но не существуют иодная и фторная. В то же время, в водном растворе иода в малых концентрациях обнаружен иодид-анион, появление которого объясняют образованием в растворе гидрата иода, способного диссоциировать на J +. H 2 O и J - . Равновесие диссоциации гидрата иода также сильно сдвинуто в сторону недиссоциированной формы.
2. Рассмотрим реакции галогенов с кислотами. Возможны окислительно-восстановительные реакции, в которых происходит обмен электронами между галогеном и элементом, входящим в состав кислоты. При этом хлор и бром чаще выступают как окислители, а иод как восстановитель. Приведем наиболее характерные реакции: J 2 + 10HNO 3 (конц) = 2HJO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3J 2 + 10HNO 3 = 6HNO 3 + 10NO + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 H 2 SO 3 (SO 2 + H 2 O) + Br 2 + H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4 HCOOH + Cl 2 (Br 2) = CO 2 + 2HCl (HBr). Реакции со фтором ведут к деструкции.
3. При взаимодействии со щелочами галогены диспропорционируют, то есть одновременно увеличивают и уменьшают свою степень окисления. Хлор на холоду вступает в реакцию: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO, а при нагревании – 3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, т.к. гипохлорит-анион при нагревании в растворе диспропорционирует на хлорат и хлорид. Гипобромиты и гипоиодиты еще менее устойчивы, поэтому бром и иод при комнатной температуре уже дают броматы и иодаты. Например: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3 .Взаимодействие хлора на холоду с гидроксидом кальция приводит к образованию смешанной соли хлорида-гипохлорита кальция – хлорной извести: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O.
4. В отличие от большинства веществ, фтор взаимодействует при комнатной температуре с диоксидом кремния. Реакция катализируется следами воды. Так как SiO 2 является основной составной частью стекла, то фтор растворяет стекло в соответствии с реакцией: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 .
5. При взаимодействии с солями, оксидами и другими бинарными соединениями возможны окислительно-восстановительные реакции, из которых следует отметить реакции вытеснения более активным (более электроотрицательным) галогеном менее активного из состава соли, например: 2KJ + Cl 2 = 2KCl + J 2 . Внешним признаком этой реакции является появление желтой (бурой при значительной концентрации) окраски молекулярного иода. При длительном пропускании хлора через раствор иодида калия окраска пропадает, так как иод окисляется дальше до HJO 3 , раствор которой бесцветен: J 2 + 5Cl 2 +6H 2 O = 10HCl + 2HJO 3 .
Соединения галогенов
1. Галогеноводороды – газообразные при обычных условиях вещества. Температура кипения фтороводорода +19 0 С (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Она аномально велика вследствие образования очень прочных водородных связей в жидком фтороводороде. Из-за прочных водородных связей в жидком фтороводороде нет свободных ионов, и он не проводит электрический ток, являясь неэлектролитом. Во всех молекулах галогеноводородов имеются одинарные сильнополярные связи. При движении по группе сверху вниз полярность связи уменьшается, так как отрицательным концом диполя связи «водород-галоген» является галоген, а от фтора к иоду электроотрицательность существенно уменьшается. Но на прочности связи в большей степени сказывается увеличение длины связи, поэтому самая прочная в рассматриваемом ряду связь в молекуле HF, а самая слабая – в молекуле HJ. Все галогеноводороды хорошо растворяются в воде. При этом происходит ионизация и диссоциация. При диссоциации получается катион гидроксония, поэтому водные растворы галогеноводородов имеют свойства кислот. Хлороводородная (соляная), бромоводородная и иодоводородная – сильные кислоты. Самая сильная из них иодоводородная не только из-за более слабой связи в молекуле, но и из-за большей устойчивости иодид-иона, концентрация заряда в котором уменьшена вследствие большого размера. Фтороводородная (плавиковая) кислота является слабой из-за наличия водородных связей не только между молекулами фтороводорода, но и между молекулами фтороводорода и воды. Эти связи столь сильны, что в концентрированных растворах возможно образование кислых фторидов, хотя плавиковая кислота и является одноосновной: KOH + 2HF = KHF 2 . Кислый дифторид-анион имеет сильную водородную связь: . Плавиковая кислота также реагирует со стеклом, реакция в общем виде выглядит следующим образом: SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O. Галогеноводородные кислоты проявляют все свойства кислот - неокислителей. Но т.к. многие металлы склонны к образованию ацидокомплексных анионов, они иногда реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжения после водорода. Например, 2Cu + 4HI = 2H + H 2 . Фтороводород и хлороводород не окисляются концентрированной серной кислотой, поэтому их можно получить из сухих галогенидов, например ZnCl 2(тв) + H 2 SO 4(конц) = ZnSO 4 + 2HCl. Бромоводород и иодоводород в этих условиях окисляются: 2HBr + H 2 SO 4(конц) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O; 8HI + H 2 SO 4(конц) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. Для вытеснения их из состава солей используют абсолютную фосфорную кислоту, которая практически не проявляет окислительных свойств. Концентрированная азотная кислота окисляет хлороводород до хлора, который в момент выделения является очень сильным окислителем. Смесь концентрированных азотной и соляной кислот называется “царской водкой” и способна растворять золото и платину: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. Хлороводород и концентрированная соляная кислота окисляются и другими сильными окислителями(MnO 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7). Эти реакции используются как лабораторные способы получения молекулярного хлора. Галогеноводороды могут быть также получены при гидролизе большинства галогенидов неметаллов. При получении HI на смесь иода с красным фосфором непосредственно воздействуют водой: 2P + 3I 2 + 6H 2 O = 2H 3 PO 3 + 6HI. Следует напомнить, что прямой синтез из простых веществ возможен только для HF и HCl.
2. Соли галогеноводородных кислот . Большинство солей растворимы. Малорастворимыми являются соли двухвалентного свинца и нерастворимыми – соли серебра. Взаимодействие катиона серебра и галогенид-ионов является качественной реакцией: AgF – растворим, AgCl – белый творожистый осадок, AgBr – бледно-жёлтый осадок, AgI – ярко-жёлтый осадок. Некоторые галогениды металлов, например, галогениды (кроме фторида) алюминия и ртути являются ковалентными соединениями. Хлорид алюминия способен возгоняться, растворимые галогениды ртути диссоциируют в воде ступенчато. Хлорид олова(IV) – жидкость.
3. Качественной реакцией на молекулярный иод является появление синего окрашивания с раствором крахмала .
4. Кислородные соединения галогенов . Фтор образует два соединения с кислородом: F 2 O – фторид кислорода – светло-желтый газ с t кип = -144,8°С; получается при быстром пропускании фтора через 2%-ный раствор едкого натра. Дифторид дикислорода – F 2 O 2 – светло-коричневый газ, при -57°С он переходит в вишнево-красную жидкость, а при -163°С превращается в оранжевое твердое вещество. Получается F 2 O 2 при взаимодействии простых веществ при охлаждении и действии электрического тлеющего разряда. Выше температуры кипения он уже является неустойчивым, выступает как сильнейший окислитель и фторирующий агент. Оксиды остальных галогенов – эндотермические соединения и неустойчивы. При комнатной температуре некоторые из них, например, Cl 2 O 7 , существуют только благодаря кинетической заторможенности процесса разложения. Оксид хлора (VII) – бесцветная жидкость с температурой кипения 83°С, которая разлагается со взрывом при нагревании до 120°С. Единственное экзотермическое соединение галогена и кислорода – J 2 O 5 . Это белое кристаллическое вещество, которое без взрыва разлагается на простые вещества при температуре выше 300°С. Его используют для обнаружения и количественного определения оксида углерода (II) в воздухе: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2 .
5. Кислородсодержащие кислоты галогенов . Известны кислоты общей формулы НЭО х, в которых галогены проявляют нечетные положительные степени окисления. Для хлора это HClO – хлорноватистая кислота, слабая, неустойчивая. Разлагается согласно уравнению: HClO = HCl + O, причем кислород в момент выделения проявляет очень сильные окислительные свойства. Получается по реакции: 2Cl 2 + 2HgO + H 2 O = HgO . HgCl 2 ↓ + 2HClO, соли называются гипохлориты. HClO 2 – хлористая кислота, также является слабой и неустойчивой. Соли – хлориты. HClO 3 – хлорноватая кислота. Это уже кислота сильная, но устойчива только в разбавленных водных растворах. По окислительной способности несколько уступает хлористой кислоте. Соли –хлораты. Хлорная кислота – HClO 4 – одна из наиболее сильных неорганических кислот. Ее водные растворы устойчивы и безопасны при хранении, обычно используют 72%-ный раствор, который почти не проявляет окислительных свойств. Хлорная кислота существует в свободном виде как бесцветная сильно дымящая жидкость, способная взрываться при хранении или нагревании. Соли называются перхлораты. Таким образом, при увеличении количества атомов кислорода увеличивается сила кислородсодержащих кислот хлора и уменьшается их окислительная способность.Соответствующие кислоты брома и иода обладают похожими свойствами, но они гораздо менее устойчивы. Особенно в степенях окисления галогенов +1 и +3. Растворы бромноватистой кислоты устойчивы непродолжительное время только при 0°С. Бромноватая кислота во всем напоминает хлорноватую. Иодноватая кислота – бесцветные прозрачные кристаллы с t пл =110°С. Она получается при окислении иода концентрированной азотной кислотой, пероксидом водорода, озоном, хлором в воде: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 +4H 2 O Бромная кислота в отличие от хлорной является сильным окислителем и не выделена в свободном состоянии, что связано с явлением вторичной периодичности, в результате которого для брома невыгодно проявлять максимальную положительную степень окисления. Существует несколько иодных кислот: HJO 4 , H 5 JO 6 (ортоиодная), H 3 JO 5 (метаиодная). Наиболее устойчива H 5 JO 6 . Это бесцветное кристаллическое вещество с t пл =122°С, оно представляет собой кислоту средней силы и склонно к образованию кислых солей, так как основные равновесия в ее растворе следующие: H 5 JO 6 = H + + H 4 JO 6 - K=10 -3 H 4 JO 6 - = JO 4 - + 2H 2 O K=29 H 4 JO 6 - = H + + H 3 JO 6 - K=2 . 10 -7 . Подведем итоги. Сильными кислотами являются HClO 4 , HClO 3 , HBrO 4 , HBrO 3 , HJO 3 . Сильными окислительными свойствами обладают HClO, HClO 2 , HBrO, HBrO 4 , H 5 JO 6 .
6. Соли кислородсодержащих кислот более устойчивы, чем кислоты. Интересно, что для металлов подгруппы калия нерастворимы перхлораты и периодаты, а у рубидия еще хлораты, броматы и перброматы, хотя обычно у щелочных металлов все соли растворимые. Большинство солей при нагревании разлагается: KClO 4 = KCl + 2O 2 . Хлорат калия, который еще имеет название «бертолетова соль», при нагревании диспропорционирует: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Также ведет себя гипохлорит: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Если соль содержит примеси, особенно оксидов металлов, разложение может частично пойти по другому пути: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . При использовании диоксида марганца в качестве катализатора этот путь становится основным.
7. Окислительно-восстановительные реакции оксогалогенатных анионов. Соли полностью диссоциируют в растворе. При этом получаются оксогалогенатные анионы – ЭО х - , которые при наличии отрицательного заряда являются более слабыми окислителями, чем молекулы кислоты. Например, хлорноватистая кислота может окислить собственную соль: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. В растворе соли проявляют заметные окислительные свойства только в кислой среде. Стоит отметить реакции конпропорционирования: KClO 3 + 6HCl = 3Cl 2 +KCl + 3H 2 O KJO 3 + 5KJ + H 2 SO 4 = 3J 2 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O. При нагревании эти соли становятся сильными окислителями. Вся спичечная и пиротехническая промышленности основаны на реакциях бертолетовой соли, например: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 +2Al = Al 2 O 3 + KCl. Сложные равновесия приводят к тому, что кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли, выступая в роли окислителей, чаще всего восстанавливаются до Hal -1 .
8. Способы получения галогенов. Фтор получается электролизом расплава гидрофторида калия (KHF 2). В промышленности хлор получают электролизом раствора хлорида натрия или соляной кислоты, по методу Дикона: 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 (при нагревании и использовании CuCl 2 в качестве катализатора), взаимодействием белильной извести с соляной кислотой. В лаборатории: взаимодействием концентрированной соляной кислоты с KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 или MnO 2 при нагревании. Бром получают вытеснением его хлором из состава бромида калия или натрия, а также окислением бромидов концентрированной серной кислотой. Все эти реакции уже обсуждались. Иод также может быть вытеснен хлором или бромом из состава иодида. Можно окислить иодид-анион диоксидом марганца в кислой среде. Так как иодид-анион окисляется легко, здесь возможны самые разнообразные реакции.
МЕДЬ.
Элемент с порядковым номерои 29, относительной атомной массой 63,545. Относится к семейству d-элементов. В периодической системе находится в IV периоде, I группе, побочной подгруппе. Строение внешнего электронного слоя: 3d 10 4s 1 . В основном состоянии d-подуровень заполнен, но он не является достаточно устойчивым, поэтому кроме степени окисления +1, которую можно предположить из электронного строения атома, медь проявляет степени окисления +2, даже +3 и очень редко +4. Радиус атома меди достаточно мал – 0,128 нм. Он даже меньше радиуса атома лития – 0,155 нм. Его единственный 4s-электрон, когда находится ближе к ядру, попадает под экран из законченной 3d 10 оболочки, что увеличивает его притяжение к ядру, а вместе с тем и потенциал ионизации. Поэтому медь является неактивным металлом, в ряду напряжения стоит после водорода.
Физические свойства. Медь – это мягкий металл красного цвета, пластичный, вязкий, легко растягивается в проволоку. Обладает высокой тепло- и электропроводностью, по которым уступает только золоту и серебру.
Химические свойства простого вещества. В сухом воздухе медь достаточно инертна, так как покрывается тонкой пленкой смеси CuO и Cu 2 O, которая придает поверхности более темный цвет и препятствует дальнейшему взаимодействию с кислородом воздуха. В присутствии значительных количеств влаги и углекислого газа идет коррозия, продуктом которой является карбонат гидроксомеди (II) зеленого цвета: 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3 .
Общие свойства металлов.
Наличие слабо связанных с ядром валентных электронов обуславливает общие химические свойства металлов. В химических реакциях они всегда выступают в роли восстановителя, простые вещества металлы никогда не проявляют окислительных свойств.
Получение металлов:
- восстановление из оксидов углеродом (С), угарным газом (СО), водородом (Н2) или более активным металлом (Al, Ca, Mg);
- восстановление из растворов солей более активным металлом;
- электролиз растворов или расплавов соединений металлов - восстановление наиболее активных металлов (щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия) с помощью электрического тока.
В природе металлы встречаются преимущественно в виде соединений, только малоактивные металлы встречаются в виде простых веществ (самородные металлы).
Химические свойства металлов.
1. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами:
Большинство металлов могут быть окислены такими неметаллами как галогены, кислород, сера, азот. Но для начала большинства таких реакций требуется предварительное нагревание. В дальнейшем реакция может идти с выделением большого количества тепла, что приводит к воспламенению металла.
При комнатной температуре возможны реакции только между самыми активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и самыми активными неметаллами (галогенами, кислородом). Щелочные металлы (Na, K) в реакции с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2).
а) взаимодействие металлов с водой.
При комнатной температуре с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. В результате реакции замещения образуются щёлочь (растворимое основание) и водород: Металл + Н2О = Ме(ОН) + Н2
При нагревании с водой взаимодействуют остальные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода. Магний реагирует с кипящей водой, алюминий - после специальной обработки поверхности, в результате образуются нерастворимые основания - гидроксид магния или гидроксид алюминия - и выделяется водород. Металлы, находящиеся в ряду активности от цинка (включительно) до свинца (включительно) взаимодействуют с парами воды (т.е. выше 100 С), при этом образуются оксиды соответствующих металлов и водород.
Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с водой не взаимодействуют.
б) взаимодействие с оксидами:
активные металлы взаимодействуют по реакции замещения с оксидами других металлов или неметаллов, восстанавливая их до простых веществ.
в) взаимодействие с кислотами:
Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, вступают в реакцию с кислотами с выделением водорода и образованием соответствующей соли. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с растворами кислот не взаимодействуют.
Особое место занимают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Все металлы, кроме благородных (золото, платина), могут быть окислены этими кислотами-окислителями. В результате этих реакций всегда будут образовываться соответствующие соли, вода и продукт восстановления азота или серы соответственно.
г) с щелочами
Металлы, образующие амфотерные соединения (алюминий, бериллий, цинк), способны реагировать с расплавами (при этом образуются средние соли алюминаты, бериллаты или цинкаты) или растворами щелочей (при этом образуются соответствующие комплексные соли). Во всех реакциях будет выделяться водород.
д) В соответствии с положением металла в ряду активности возможны реакции восстановления (вытеснения) менее активного металла из раствора его соли другим более активным металлом. В результате реакции образуется соль более активного и простое вещество - менее активный металл.
Общие свойства неметаллов.
Неметаллов намного меньше, чем металлов (22 элемента). Однако химия неметаллов гораздо сложнее за счёт большей заполненности внешнего энергетического уровня их атомов.
Физические свойства неметаллов более разнообразны: среди них есть газообразные (фтор, хлор, кислород, азот, водород), жидкости (бром) и твёрдые вещества, сильно отличающиеся друг от друга по температуре плавления. Большинство неметаллов не проводят электрический ток, но кремний, графит, германий обладают полупроводниковыми свойствами.
Газообразные, жидкие и некоторые твёрдые неметаллы (йод) имеют молекулярное строение кристаллической решётки, остальные неметаллы обладают атомной кристаллической решёткой.
Фтор, хлор, бром, йод, кислород, азот и водород в обычных условиях существуют в виде двухатомных молекул.
Многие элементы-неметаллы образуют несколько аллотропных модификаций простых веществ. Так кислород имеет две аллотропные модификации - кислород О2 и озон О3, сера имеет три аллотропные модификации - ромбическую, пластическую и моноклинную серу, фосфор имеет три аллотропные модификации - красный, белый и чёрный фосфор, углерод - шесть аллотропных модификаций - сажа, графит, алмаз, карбин, фуллерен, графен.
В отличие от металлов, проявляющих только восстановительные свойства, неметаллы в реакциях с простыми и сложными веществами могут выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя. Согласно своей активности неметаллы занимают определённое место в ряду электроотрицательности. Самым активным неметаллом считается фтор. Он проявляет только окислительные свойства. На втором месте по активности - кислород, на третьем - азот, далее галогены и остальные неметаллы. Наименьшей электроотрицательностью среди неметаллов обладает водород.
Химические свойства неметаллов.
1. Взаимодействие с простыми веществами:
Неметаллы взаимодействуют с металлами. В таких реакция металлы выступают в роли восстановителя, неметаллы - в роли окислителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения - оксиды, пероксиды, нитриды, гидриды, соли бескислородных кислот.
В реакциях неметаллов между собой более электроотрицательный неметалл проявляет свойства окислителя, менее электроотрицательный - свойства восстановителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения. Необходимо помнить, что неметаллы могут проявлять переменные степени окисления в своих соединениях.
2. Взаимодействие со сложными веществами:
а) с водой:
В обычных условиях с водой взаимодействуют только галогены.
б) с оксидами металлов и неметаллов:
Многие неметаллы могут реагировать при высоких температурах с оксидами других неметаллов, восстанавливая их до простых веществ. Неметаллы, стоящие в ряду электроотрицательности левее серы, могут взаимодействовать и с оксидами металлов, восстанавливая металлы до простых веществ.
в) с кислотами:
Некоторые неметаллы могут быть окислены концентрированными серной или азотной кислотами.
г) со щелочами:
Под действием щелочей некоторые неметаллы могут подвергаться дисмутации, являясь одновременно и окислителем и восстановителем.
Например в реакции галогенов с растворами щелочей без нагревания: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) с солями:
При взаимодействии, являющимися сильными окислителями, проявляют восстановительные свойства.
Галогены (кроме фтора) вступают в реакции замещения с растворами солей галогеноводородных кислот: более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный галоген.
Все химические элементы разделяют на металлы и неметаллы в зависимости от строения и свойств их атомов. Также на металлы и неметаллы классифицируют образуемые элементами простые вещества, исходя из их физических и химических свойств.
В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева неметаллы расположены по диагонали: бор – астат и над ней в главных подгруппах.
Для атомов металлов характерны сравнительно большие радиусы и небольшое число электронов на внешнем уровне от 1 до 3 (исключение: германий, олово свинец – 4; сурьма и висмут - 5; полоний - 6 электронов).
Атомам неметаллов, наоборот, свойственны небольшие радиусы атомов и число электронов на внешнем уровне от 4 до 8 (исключение бор, у него таких электронов – три).
Отсюда стремление атомов металлов к отдаче внешних электронов, т.е. восстановительные свойства, а для атомов неметаллов – стремление к приему недостающих до устойчивого восьмиэлектронного уровня электронов, т.е. окислительные свойства.
Металлы
В металлах – металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. В узлах решетки находятся положительно заряженные ионы металлов, связанные посредством обобществленных внешних электронов, принадлежащих всему кристаллу.
Это обуславливает все важнейшие физические свойства металлов: металлический блеск, электро- и теплопроводность, пластичность (способность изменять форму под внешним воздействием) и некоторые другие, характерные для этого класса простых веществ.
Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.
Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.
Химические свойства металлов
В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.
1. Взаимодействуют с неметаллами:
а) кислородом (с образованием оксидов)
Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла или керосина.
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Ca + O 2 = 2CaO
Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия - надпероксид
2Na + O 2 = Na 2 O 2 , К + О2
= КО2
а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:
2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O
Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании.
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (смесь двух оксидов: FeO и Fe 2 O 3)
2Zn + O 2 = 2ZnO
2Cu + O 2 = 2CuO
Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.
б) водородом (с образованием гидридов)
2Na + H 2 = 2NaH
Ca + H 2 = CaH 2
в) хлором (с образованием хлоридов)
2K + Cl 2 = 2KCl
Mg + Cl 2 = MgCl 2
2Al + 3Cl 2 =2AlCl 3
Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
г) серой (с образованием сульфидов)
2Na + S = Na 2 S
Hg + S = HgS
2Al + 3S = Al 2 S 3
Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):
Fe + S = FeS
д) азотом (с образованием нитридов)
6K + N 2 = 2K 3 N
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2
2Al + N 2 = 2AlN
2. Взаимодействуют со сложными веществами:
Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений или активности металлов (вытеснительный ряд Бекетова Н.Н.):
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H 2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt
а) водой
Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи.
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
Магний взаимодействует с водой при кипячении.
Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2
Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.
2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием оксидов.
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2
б) растворами кислот
(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)
Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту
Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.
Fe + H 2 SO 4(разб.) = FeSO 4 + H 2
Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец практически не реагирует с раствором серной кислоты из-за образования на поверхности нерастворимого сульфата свинца.
Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.
в) растворами солей
Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.
Для остальных металлов выполняется правило:
Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее него.
Cu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.
г) растворами щелочей
Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K + 3H 2
д) с органическими веществами
Щелочные металлы со спиртами и фенолом.
2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2
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):
CH 2 Cl-CH 2 -CH 2 Cl + Zn = C 3 H 6 (циклопропан) + ZnCl 2
2CH 2 Cl + 2Na = C 2 H 6 (этан) + 2NaCl
Неметаллы
В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2), двойные (в молекулах О 2), тройные (в молекулах N 2) ковалентные связи.
Строение простых веществ – неметаллов:
1. молекулярное
При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н 2 , N 2 , O 2 , O 3 , F 2 , Cl 2) или твердые вещества (I 2 , P 4 , S 8) и лишь единственный бром (Br 2) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. атомное
Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (B n , С n , Si n , Gen
, Se n , Te n). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением
ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма
мала.
Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород О 2 и озон О 3 и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.
Химические свойства неметаллов
У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности. В ряду неметаллов
At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F
электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства.
Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого сильного окислителя.
1. Окислительные свойства
а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)
2Na + S = Na 2 S (сульфид натрия)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нитрид магния)
б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:
2P + 5S = P 2 S 5 (сульфид фосфора V)
Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:
H 2 + S = H 2 S
H 2 + Cl 2 = 2HCl
3H 2 + N 2 = 2NH 3
в) в реакциях с некоторыми сложными веществами
Окислитель – кислород, реакции горения
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Окислитель – хлор
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl
Ch 2 =CH 2 + Br 2 = CH 2 Br-CH 2 Br
2. Восстановительные свойства
а) в реакциях с фтором
S + 3F 2 = SF 6
H 2 + F 2 = 2HF
Si + 2F 2 = SiF 4
б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)
S + O 2 = SO 2
N 2 + O 2 = 2NO
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
C + O 2 = CO 2
в) в реакциях со сложными веществами – окислителями
H 2 + CuO = Cu + H 2 O
6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5
C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
H 2 C=O + H 2 = CH 3 OH
3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.
Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).
Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.
Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.
Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.
Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.
Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.
Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.
Химические свойства оснований
Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.
1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Неорганические вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества делятся на металлы (K, Na, Li) и неметаллы (O, Cl, P). Сложные вещества делят на оксиды, гидроксиды (основания), соли и кислоты.
Оксиды
Оксиды - соединения химического элемента (металла или неметалла) с кислородом (степень окисления -2), при этом кислород связан с менее электроотрицательным элементом.
Выделяют:
1. Кислотные оксиды - оксиды, проявляющие кислотные свойства. Образованы неметаллами и кислородом. Примеры: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Амфотерные оксиды - оксиды, которые могут проявлять как основные, так и кислотные свойства (такое свойство называется амфотерность). Примеры: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Основные оксиды - оксиды металлов, при этом металлы проявляют степень окисления +1 или +2. Примеры: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Несолеобразующие оксиды - практически не вступают в реакции, не имеют соответствующих кислот и гидроксидов. Примеры: CO, NO.
Химические свойства основных оксидов
1. Взаимодействие с водой
В реакцию вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидроксиды которых образуют растворимое основание
основной оксид + вода → щелочь
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Взаимодействие с кислотой
основной оксид + кислота → соль + вода
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(изб) → 2NaHS + H2O
MgO(изб) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Взаимодействие с кислотными или амфотерными оксидами
основной оксид + кислотный/амфотерный оксид → соль
При этом металл, находящийся в основном оксиде, становится катионом, а кислотный/амфотерный оксид становится анионом (кислотным остатком). Реакции между твердыми оксидами идут при нагревании. Нерастворимые в воде основные оксиды не взаимодействуют с газообразными кислотными оксидами.
BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3
K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами
основной оксид + амфотерный гидроксид → соль + вода
Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
5. Разложение при температуре оксидов благородных металлов и ртути
2Ag2O (t)→ 4Ag + O2
2HgO (t)→ 2Hg + O2
6. Взаимодействие с углеродом (С) или водородом (Н2) при высокой температуре.
При восстановлении таким образом оксидов щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия выделяется не сам металл, а его карбид.
FeO + C (t)→ Fe + CO
3Fe2O3 + C (t)→ 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O
7. Активные металлы восстанавливают менее активные из их оксидов при высокой температуре
CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu
8. Кислород окисляет низшие оксиды в высшие.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов переходят в пероксиды
4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3
2BaO + O2 (t)→ 2BaO2
2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой
кислотный оксид + вода → кислота
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
У некоторых оксидов нет соответствующих кислот, в таком случае происходит реакция диспропорционирования
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl
В зависимости от количества присоединенных к P2O5 молекул воды образуются три разных кислоты - метафосфорная НРО3, пирофосфорная Н4Р2О7 или ортофосфорная Н3РО4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Оксид хрома соответствует двум кислотам - хромовой H2CrO4 и дихромовой H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Взаимодействие с основаниями
кислотный оксид + основание → соль + вода
Нерастворимые кислотные оксиды реагируют только при сплавлении, а растворимые - в обычных условиях.
SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O
При избытке оксида образуется кислая соль.
CO2(изб) + NaOH → NaHCO3
P2O5(изб) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(изб) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
При избытке основания образуется основная соль
CO2 + 2Mg(OH)2(изб) → (MgOH)2CO3 + H2O
Оксиды, которые не имеют соответствующих кислот, вступают в реакцию диспропорционирования и образуют при этом две соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 реагирует с некоторыми амфотерными гидроксидами (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), при этом образуется основная соль и вода.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с основным или амфотерным оксидом
кислотный оксид + основной/амфотерный оксид → соль
Реакции между твердыми оксидами идут при сплавлении. Амфотерные и нерастворимые в воде основные оксиды взаимодействуют только с твердыми и жидкими кислотными оксидами.
SiO2 + BaO (t)→ BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t)→ Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с солью
кислотный нелетучий оксид + соль (t)→ соль + кислотный летучий оксид
SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Кислотные оксиды не взаимодействуют с кислотами, но Р2О5 реагирует с безводными кислородсодержащими кислотами.
При этом образуется НРО3 и ангидрид соответствующей кислоты
P2O5 + 2HClO4(безводн) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3(безводн) → N2O5 + 2HPO3
6. Вступают в окислительно-восстановительные реакции.
1. Восстановление
При высокой температуре некоторые неметаллы могут восстанавливать оксиды.
CO2 + C (t)→ 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t)→ H2 + CO
Для восстановления неметаллов из их оксидов часто используют магнийтермию.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t)→ Si + 2MgO
N2O + Mg (t)→ N2 + MgO
2. Низшие оксиды превращаются в высшие при взаимодействии с озоном (или кислородом) при высокой температуре в присутствии катализатора
NO + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t)→ 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat)→ 2SO3
P2O3 + O2 (t)→ P2O5
2NO + O2 (t)→ 2NO2
2N2O3 + O2 (t)→ 2N2O4
3. Оксиды вступают и в другие окислительно-восстановительные реакции
SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t)→ 2NO + O2
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5
N2O + 2Cu (t)→ N2 + Cu2O
2NO + 4Cu (t)→ N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t)→ N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t)→ N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu (t)→ N2 + 5CuO
Химические свойства амфотерных оксидов
1. Не взаимодействуют с водой
амфотерный оксид + вода ≠
2. Взаимодействие с кислотами
амфотерный оксид + кислота → соль + вода
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль
Al2O3 + 6H3PO4(изб) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
При избытке оксида образуется основная соль
ZnO(изб) + HCl → Zn(OH)Cl
Двойные оксиды образуют две соли
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Взаимодействие с кислотным оксидом
амфотерный оксид + кислотный оксид → соль
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с щелочью
амфотерный оксид + щелочь → соль + вода
При сплавлении образуется средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль
ZnO + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Взаимодействие с основным оксидом
амфотерный оксид + основной оксид (t)→ соль
ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2
6. Взаимодействие с солями
амфотерный оксид + соль (t)→ соль + летучий кислотный оксид
Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей
Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2
Химические свойства оснований
Основания - вещества, в состав которых входит катион металла и гидроксид-анион. Основания бывают растворимыми (щелочи - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и нерастворимыми (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Растворимое основание + индикатор → изменение цвета
При добавлении индикатора в раствор основания его цвет меняется:
Бесцветный фенолфталеин - малиновый
Фиолетовый лакмус - синий
Метилоранж - желтый
2. Взаимодействие с кислотой (реакция нейтрализации)
основание + кислота → соль + вода
По реакции могут быть получены средние, кислые или основные соли. При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль, при избытке многокислотного основания - основная соль.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с кислотными оксидами
основание + кислотный оксид → соль + вода
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Взаимодействие щелочи с амфотерным гидроксидом
щелочь + амфотерный гидроксид → соль + вода
В данной реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. При реакции в расплаве получается средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль. Гидроксиды железа (III) и хрома (III) растворяются только в концентрированных растворах щелочей.
2KOH(тв) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(конц) + Fe(OH)3 → Na3
5. Взаимодействие с амфотерным оксидом
щелочь + амфотерный оксид → соль + вода
2NaOH(тв) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Взаимодействие с солью
Между основанием и солью происходит реакция ионного обмена. Она идет только при выпадении осадка или при выделении газа (при образовании NH4OH).
А. Взаимодействие растворимого основания и растворимой кислой соли
растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода
Если соль и основание образованы разными катионами, то образуются две средние соли. В случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Взаимодействие растворимого основания с растворимой средней или основной солью.
Возможно несколько вариантов развития событий
растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание
→ соль + нерастворимое основание↓
→ соль + слабый электролит NH4OH
→ реакция не идет
Реакции идут между растворимыми основаниями и средней солью только в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH
NaOH + KCl ≠ реакция не идет
Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль
При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не их гидроксиды, которые растворяются при 25С, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
7. Разложение при температуре
основный гидроксид (t)→ оксид + вода
Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O
NaOH (t)≠
Некоторые основания (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) разлагаются даже при комнатной температуре
LiOH (t)→ Li2O + H2O
NH4OH (25C)→ NH3 + H2O
8. Взаимодействие щелочи и переходного металла
щелочь + переходный металл → соль + Н2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Взаимодействие с неметаллами
Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. При этом часто в результате диспропорционирования образуются две соли.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH (t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(конц) → KCl + KClO + H2O (для Br, I)
3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (для Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(разб) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Гидроксиды, обладающие восстановительными свойствами, способны окисляться кислородом
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Химические свойства кислот
1. Изменение цвета индикатора
растворимая кислота + индикатор → изменение цвета
Фиолетовый лакмус и метилоранж окрашиваются в красный, фенолфталеин становится прозрачным
2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)
кислота + основание → соль + вода
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с основным оксидом
кислота + основный оксид → соль + вода
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами с образованием средних, кислых или основных солей
кислота + амфотерный гидроксид → соль + вода
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Взаимодействие с амфотерными оксидами
кислота + амфотерный оксид → соль + вода
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Взаимодействие с солями
Общая схема реакции: кислота + соль → соль + кислота
Происходит реакция ионного обмена, которая идет до конца только в случае образования газа или выпадения осадка.
Например: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
А. Взаимодействие с солью более летучей или слабой кислоты с образованием газа
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Взаимодействие сильной кислоты и соли сильной или средней кислоты с образованием нерастворимой соли
сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль + кислота
Нелетучая ортофосфорная кислота вытесняет сильные, но летучие соляную и азотную кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли
В. Взаимодействие кислоты с основной солью этой же кислоты
кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Взаимодействие многоосновной кислоты с средней или кислой солью этой же кислоты с образованием кислой соли этой же кислоты, содержащей большее число атомов водорода
многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
Д. Взаимодействие сероводородной кислоты с солями Ag, Cu, Pb, Cd, Hg с образованием нерастворимого сульфида
кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Взаимодействие кислоты со средней или комплексной солью с амфотерным металлом в анионе
а) в случае недостатка кислоты образуется средняя соль и амфотерный гидроксид
кислота + средняя/комплексная соль в амфотерным металлом в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид
б) в случае избытка кислоты образуются две средние соли и вода
кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным металлом в анионе → средняя соль + средняя соль + вода
Ж. В некоторых случаях кислоты с солями вступают в окислительно-восстановительные реакции или реакции комплексообразования:
H2SO4(конц) и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4(конц) и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ +)
HNO3 разб/конц и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe³ +)
HNO3 разб/конц и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾)
HClконц и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты Cl2 и Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с твердой солью
Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их твердых солей
7. Взаимодействие кислоты с металлом
А. Взаимодействие кислоты с металлами, стоящими в ряду до или после водорода
кислота + металл до Н2 → сель металла в минимальной степени окисления + Н2
Fe + H2SO4(разб) → FeSO4 + H2
кислота + металл после Н2 ≠ реакция не идет
Cu + H2SO4(разб) ≠
Б. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
H2SO4(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
H2SO4(конц) + щелочной/щелочноземельный металл и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (в зависимости от условий) + сульфат металла в максимальной степени окисления + Н2О
Zn + 2H2SO4(конц) (t1)→ ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(конц) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(конц) + остальные металлы → SO2 + сульфат металла в максимальной степени окисления + H2O
Cu + 2H2SO4(конц) (t)→ CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(конц) (t)→ Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
В. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами
HNO3(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакция не идет
HNO3(конц) + Pt ≠
HNO3(конц) + металл щелочной/щелочноземельный → N2O + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
4Ba + 10HNO3(конц) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(конц) + остальные металлы при температуре → NO2 + нитрат металла в максbмальной степени окисления + H2O
Ag + 2HNO3(конц) → AgNO3 + NO2 + H2O
С Fe, Co, Ni, Cr и Al взаимодействует только при нагревании, так как при обычных условиях эти металлы азотной кислотой пассивируются - становятся химически стойкими
Г. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с металлами
HNO3(разб) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
Очень пассивные металлы (Au, Pt) могут быть растворены царской водкой - смесью одного объема концентрированной азотной кислоты с тремя объемами концентрированной соляной кислоты. Окислителем в ней является атомарный хлор, отщепляющийся от хлорида нитрозила, который образуется в результате реакции: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(разб) + металл щелочной/щелочноземельный → NH3(NH4NO3) + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
NH3 превращается в NH4NO3 в избытке азотной кислоты
4Ca + 10HNO3(разб) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл в ряду напряжений до Н2 → NO/N2O/N2/NH3 (в зависимости от условий) + нитрат металла в максимальной степени окисления + Н2О
С остальными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода и неметаллами, HNO3(разб) образует соль, воду и, в основном NO, но, может, в зависимости от условий и N2O, и N2, и NH3/NH4NO3 (чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота в выделяющемся газообразной продукте)
3Zn + 8HNO3(разб) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(разб) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(разб) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3(оч.разб) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл после Н2 → NO + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
С малоактивными металлами, стоящими после Н2, HNO3разб образует соль, воду и NO
3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Разложение кислот при температуре
кислота (t)→ оксид + вода
H2CO3 (t)→ CO2 + H2O
H2SO3 (t)→ SO2 + H2O
H2SiO3 (t)→ SiO2 + H2O
2H3PO4 (t)→ H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t)→ 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t)→ 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t)→ HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t)→ NO2 + NO + H2O
3HCl (t)→ 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t)→ 3H3PO4 + PH3
9. Взаимодействие кислоты с неметаллами (окислительно-восстановительная реакция). При этом неметалл окисляется до соответствующей кислоты, а кислота восстанавливается до газообразного оксида: H2SO4(конц) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) - до NO.
S + 2HNO3(разб) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(конц) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(конц) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(конц) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(конц) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + Г2 → 2HГ + S↓ (кроме F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (кроме F2)
2H2S(водн) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (горение)
2H2S + O2(недост) → 2H2O + 2S↓
Более активные галогены вытесняют менее активные из кислот НГ (исключение: F2 реагирует с водой, а не с кислотой)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Окислительно-восстановительные реакции между кислотами
H2SO4(конц) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(конц) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(конц) + HCl ≠
H2SO4(конц) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(конц) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(конц) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(конц) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(конц) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(конц) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. Взаимодействие с основным оксидом
амфотерный гидроксид + основной оксид → соль + вода
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Взаимодействие с амфотерным или кислотным оксидом
амфотерный гидроксид + амфотерный/кислотный оксид ≠ реакция не идет
Некоторые амфотерные оксиды (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) реагируют с кислотным оксидом СО2 с образованием осадков основных солей и воды
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с щелочью
амфотерный гидроксид + щелочь → соль + вода
Zn(OH)2 + 2KOH(тв) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Не взаимодействуют с нерастворимыми основаниями или амфотерными гидроксидами
амфотерный гидроксид + нерастворимое основание/амфотерный гидроксид ≠ реакция не идет
5. Взаимодействие с кислотами
амфотерный гидроксид + кислота → соль + вода
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Не реагируют с солями
амфотерный гидроксид + соль ≠ реакция не идет
7. Не реагируют с металлами/неметаллами (простыми веществами)
амфотерный гидроксид + металл/неметалл ≠ реакция не идет
8. Термическое разложение
амфотерный гидроксид (t)→ амфотерный оксид + вода
2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O
Общие сведения о солях
Представим, что у нас есть кислота и щелочь, проведем между ними реакцию нейтрализации и получим кислоту и соль.
NaOH + HCl → NaCl (хлорид натрия) + H2O
Получается, что соль состоит из катиона металла и аниона кислотного остатка.
Соли бывают:
1. Кислые (с одним или двумя катионами водорода (то есть имеют кислую (или слабо-кислую) среду) - KHCO3, NaHSO3).
2. Средние (имею катион металла и анион кислотного остатка, среду надо определять при помощи рН-метра - BaSO4, AgNO3).
3. Основные (имеют гидроксид-ион, то есть щелочную (или слабо-щелочную) среду - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Также существуют двойные соли, образующие при диссоциации катионы двух металлов (K).
Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами с высокими температурами плавления. Большинство солей белого цвета (KNO3, NaCl, BaSO4 и др.). Некоторые соли имеют окраску (K2Cr2O7 - оранжевого цвета, K2CrO4 - желтого, NiSO4 - зеленого, CoCl3 - розового, CuS - черного). По растворимости их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Кислые соли, как правило, лучше растворимы в воде, чем соответствующие средние, а основные - хуже.
Химические свойства солей
1. Соль + вода
При растворении многих солей в воде происходит их частичное или полное разложение - гидролиз . Некоторые соли образуют кристаллогидраты. При растворении в воде средних солей, содержащих амфотерный металл в анионе, образуются комплексные соли.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Соль + Основной оксид ≠ реакция не идет
3. Соль + амфотерный оксид → (t) кислотный летучий оксид + соль
Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Соль + кислотный нелетучий оксид → кислотный летучий оксид + соль
Нелетучие кислотные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Соль + основание → основание + соль
Реакции между солями о основаниями являются реакциями ионного обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в растворах (и соль и основание должны быть растворимыми) и только при условии, что в результате обмена образуется осадок или слабый электролит (Н2О/NH4OH); газообразные продукты в этих реакциях не образуются.
А. Растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода
Если соль и основание образованные разными катионами, то образуются две средние соли; в случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + нерастворимое основание↓
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + слабый электролит NH4OH
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → реакция не идет
Реакция между растворимыми основаниями и средней/основной солью идет только в том случае, если в результате обмена ионами образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль.
NaOH(недост) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Соль + амфотерны гидроксид → реакция не идет
7. Соль + кислота → кислота + соль
В основном. реакции кислот с солями - реакции ионного обмена, поэтому они протекают в растворах и только в том случае, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая и летучая кислота.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
А. Кислота1 + соль более летучей/слабой кислоты2 → соль кислоты1 + более летучая/слабая кислота2
Кислоты взаимодействуют с растворами солей более слабых или летучих кислот. Независимо от состава соли (средняя, кислая, основная), как правило, образуется средняя соль и более слабая летучая кислота.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль↓ + кислота
Сильные кислоты взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если при этом образуется нерастворимая соль. Нелетучая Н3РО4 (кислота средней силы) вытесняет сильные, но летучие соляную НСl и азотную HNO3 кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
В. Кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода
При действии кислоты на основную соль этой же кислоты образуется средняя соль и вода.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1
При действии многоосновной кислоты на среднюю соль этой же кислоты образуется кислая соль, а при действии на кислую соль образуется кислая соль, содержащая большее число атомов водорода.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
Д. Кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота
Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет даже сильные кислоты из растворов солей Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образуя с ними осадки сульфидов, нерастворимые не только в воде, но и в образующейся кислоте.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным Ме в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид↓
→ средняя соль + средняя соль + Н2О
При действии кислоты на среднюю или комплексную соль с амфотерным металлом в анионе, соль разрушается и образуется:
а) в случае недостатка кислоты - средняя соль и амфотерный гидроксид
б) в случае избытка кислоты - две средние соли и вода
2HCl(нед) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(нед) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(изб) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(изб) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Следует иметь ввиду, что в ряде случаев между кислотами и солями протекают ОВР или реакции комплексообразования. Так, в ОВР вступают:
H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4 конц. и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ + )
HNO3 разб./конц. и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe 3 + )
HNO3 разб./конц. и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и сульфат/сера или сульфат)
HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты хлор (газ) и Mn² + /Cr³ + /Cl‾.
Ж. Реакция протекает без растворителя
Серная кислота конц. + соль (тв.) → соль кислая/средняя + кислая
Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их сухих солей. Чаще всего используется взаимодействие концентрированной серной кислоты с сухими солями сильных и слабых кислот, при этом образуется кислота и кислая или средняя соль.
H2SO4(конц) + NaCl(тв) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(конц) + KNO3(тв) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(конц) + CaCO3(тв) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Растворимая соль + растворимая соль → нерастворимая соль↓ + соль
Реакции между солями являются реакциями обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в том случае, если:
а) обе соли растворимы в воде и взяты в виде растворов
б) в результате реакции образуется осадок или слабый электролит (последний - очень редко).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Если одна из исходных солей нерастворима, реакция идет лишь тогда, когда в результате ее образуется еще более неарстворимая соль. Критерием "нерастворимости" служит величина ПР (произведение растворимости), однако, поскольку ее изучение выходит за рамки школьного курса, случаи, когда одна из солей-реагентов нерастворима, далее не рассматриваются.
Если в реакции обмена образуется соль, полностью разлагающаяся в результате гидролиза (в таблице растворимости на месте таких солей стоят прочерки), то продуктами реакции становятся продукты гидролиза этой соли.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Средние соли иногда взаимодействуют друг с другом с образованием комплексных солей. Между солями возможны ОВР. Некоторые соли взаимодействуют при сплавлении.
9. Соль менее активного металла + металл более активный → металл менее активный↓ + соль
Более активный металл вытесняет менее активный металл (стоящий правее в ряду напряжения) из раствора его соли, при этом образуется новая соль, а менее активный металл выделяется в свободном виде (оседает на пластинке активного металла). Исключение - щелочные и щелочноземельные металлы в растворе взаимодействуют с водой.
Соли, обладающие окислительными свойствами, в растворе вступают с металлами и в другие окислительно-восстановительные реакции.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Металлы могут вытеснять друг друга и из расплавов солей (реакция осуществляется без доступа воздуха). При этом надо помнить, что:
а) при плавлении многие соли разлагаются
б) ряд напряжения металлов определяет относительную активность металлов только в водных растворах (так, например, Аl в водных растворах менее активен, чем щелочноземельные металлы, а в расплавах - более активен)
K + AlCl3(распл) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(распл) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(распл) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Соль + неметалл
Реакции солей с неметаллами немногочисленны. Это окислительно-восстановительные реакции.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Более активные галогены вытесняют менее активные из растворов солей галогеноводородных кислот. Исключение - молекулярный фтор, который в растворах реагирует не с солью, а с водой.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (такая же реакция характерна и для йода)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Разложение солей.
Соль →(t) продукты термического разложения
1. Соли азотной кислоты
Продукты термического разложения нитратов зависят от положения катиона металла в ряду напряжений металлов.
MeNO3 → (t) (для Me левее Mg (исключая Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (для Me от Mg до Cu, а также Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (для Me правее Cu) Me + NO2 + O2
(при термическом разложении нитрата железа (II)/хрома (II) образуется оксид железа (III)/ хрома (III).
2. Соли аммония
Все соли аммония при прокаливании разлагаются. Чаще всего при этом выделяется аммиак NH3 и кислота или продукты ее разложения.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t) 3NH3 + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t) 2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Иногда соли аммония, содержащие анионы - окислители, разлагаются при нагревании с выделением N2, NO или N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t) N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 →(t) N2O + 2H2O
2NH4NO3 →(t) N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 →(t) N2 + 2H2O
2NH4MnO4 →(t) N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Соли угольной кислоты
Почти все карбонаты разлагаются до оксида металла и СО2. Карбонаты щелочных металлов кроме лития не разлагаются при нагревании. Карбонаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Все гидрокарбонаты разлагаются до соответствующего карбоната.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Соли сернистой кислоты
Сульфиты при нагревании диспропорционируют, образуя сульфид и сульфат. Образующийся при разложении (NH4)2SO3 сульфид (NH4)2S сразу же разлагается на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Гидросульфиты разлагаются до сульфитов, SO2 и H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Соли серной кислоты
Многие сульфаты при t > 700-800 С разлагаются до оксида металла и SO3, который при такой температуре разлагается до SO2 и О2. Сульфаты щелочных металлов термостойки. Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла. Гидросульфаты разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Комплексные соли
Гидроксокомплексы амфотерных металлов разлагаются в основном на среднюю соль и воду.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Основные соли
Многие основные соли при нагревании разлагаются. Основные соли бесислородных кислот разлагаются на воду и оксосоли
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Основные соли кислородсодержащих кислот разлагаются на оксид металла и продукты термического разложения соответствующей кислоты.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2
8. Примеры термического разложения других солей
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t) Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Большая часть представленного материала взята из пособия Дерябиной Н.Е. "Химия. Основные классы неорганических веществ". ИПО "У Никитских ворот" Москва 2011.