 |
Химические свойства кислот
|
|
|
|
HCl → H+ + CI¯ (α =1) (лакмус – красный)
CH3COOH ↔ CH3COO¯ + H+ (α << 1)
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (металл в ряду напряжений до Н)
Cu + HCl ≠ (не идет, металл в ряду напряжений после Н)
2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O
2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2Н2O
2HCl + ZnO = ZnCl2 + Н2O
3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3Н2O
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑ (выделяется газ)
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3 (образуется осадок)
Соли
Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.
Соли – электролиты, образующие при диссоциации катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка.
Номенклатура солей
Na2HPO4 – гидрофосфат натрия
Са(Н2PO4)2 – дигидрофосфат кальция
AlOHSO4 – гидроксид сульфат алюминия
KMgF3 – фторид калия магния
NaCl • NaF – фторид хлорид натрия
NaNH4HPO4 – гидрофосфат аммония натрия
Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат натрия
Классификация солей
– средние – MgCl2, Na3PO4
– кислые – Na2HPO4, Ca(H2PO4)2
– основные – MgOHCl, (Al(OH)2)2SO4
– смешанные – NaCl • NaF, CaBrCl
– двойные – KMgF3, KAl(SO4)2
– комплексные – Na2[Zn(OH)4], K3[Cr(OH)6]
– кристаллогидраты – CuSO4 • 5H2O
Получение солей (на примере получения CuS04)
Cu + 2H2SO4 конц = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + SO3 = CuSO4
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
CuCO3 + H2SO4 = CuSO4 + H2O + CO2
CuCl2 + Ag2SO4 = CuSO4 + 2AgCl↓
Химические свойства солей
NaHCO3 → Na+ + HCO3¯ (α = 1)
HCO3¯ ↔ H+ + CO32- (α << 1)
MgOHCl → MgOH+ + CI¯ (α = 1)
MgOH+ ↔ Mg2+ + OH¯ (α << 1)
NaHSO4 → Na+ + Н+ + SO4¯ (α = 1)
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (Fe до Cu в ряду напряжений)
Pb + ZnCl2 ≠ (Pb после Zn в ряду напряжений)
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 (осадок)
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4 (осадок)
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + CuCl2 (осадок)
Разложение некоторых солей при нагревании
|
|
|
Ca(HCO3)2 → t → CaCO3↓ + H2O + CO2 (при кипячении воды)
CaCO3 → t → CaO + CO2 (роме устойчивых карбонатов щелочных металлов)
2NaNO3 → t → 2NaNO2 + O2 (металл до Mg в ряду напряжений)
2Pb(NO3)2 → t → 2РbO + 4NO2 + O2 (металл от Mg до Cu в ряду напряжений)
2AgNO3 → t → 2Ag + 2NO2 + O2 (металл после Cu в ряду напряжений)
NH4Cl → t → NH3 + HCl (при охлаждении идет в противоположном направлении)
NH4NO3 → t → N2O + 2Н2O (получение «веселящего» газа)
NH4NO2 → t → N2 + 2H2O (получение азота в лаборатории)
(NH4)2Cr2O7 → t → N2 + Cr2O3 + 4Н2O (реакция «вулкан»)
4KClO3 → 400 °C → KCl + 3KClO4
2KClO3 → t, MnO4 → 2KCl + 3O2
2КMnO4 → t → К2MnO4 + MnO2 + O2
Связь между классами соединений
Металл ↔ основный оксид ↔ основание ↔ соль
Неметалл ↔ кислотный оксид ↔ кислота ↔ соль
IА-группа
Щелочные металлы Li, Na, К, Rb, Cs, Fr.
Атомы этих элементов имеют электронную формулу ns1. Они являются сильными восстановителями. Их активность растет от лития к цезию. Для них характерна степень окисления +1. В природе щелочные металлы находятся в виде хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т. д.
Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э2, например Na2.
Получение и химические свойства щелочных металлов
Получение
2NaCl → электролиз расплава → 2Na + Cl2
KCl + Na → 800ºС → К + NaCl
Горение в кислороде
4Li + O2 → t → 2Li2O
2Na + O2 → t → Na2O2
К + O2 → t → KO2
Реакции с другими неметаллами
2Na + Cl2 = 2NaCl
2Na + H2 → t → 2NaH
2К + S = K2S
6Li + N2 = 2Li3N
Реакции с водой и разбавленными кислотами
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2↑
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
Получение и химические свойства соединений щелочных металлов
|
|
|
Оксиды. Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами.
4Li + O2 → t → 2Li2O
Na2O2 + 2Na → t → 2Na2O
Na2O + Н2O = 2NaOH
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2O(тв) + Al2O3(тв) → t → 2NaAlO2
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
Гидроксиды. Гидроксиды щелочных металлов – растворимые основания, щелочи. Их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.
NaOH → Na+ + OH¯ (α ≈ 1)
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + Н2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
2NaOH + ZnO → t → Na2ZnO2 + H2O
NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Гидриды. Гидриды щелочных металлов – восстановители.
NaH + Н2O = NaOH + Н2
NaH + HCl = NaCl + H2
NaH + Cl2 → t → NaCl + HCl
Пероксиды и надпероксиды. Являются окислителями.
Na2O2 + 2Н2O = 2NaOH + H2O2
Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
Na2O2 + 2KI + 2H2SO4 = Na2SO4 + I2 + K2SO4 + 2H2O
Na2O2 + CO → t → Na2CO3
2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2
2KO2 + CO → t → K2CO3 + O2
Соли. Хорошо растворяются в воде. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия – в желтый цвет, соли калия – в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32- + H2O ↔ CO3¯ + OH¯ + 2Na+
CO32- + H2O ↔ CO3¯ + OH¯
IIА-группа
Элементы IIА-группы имеют электронную формулу ns2. Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активными, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность II. Щелочноземельные металлы: Са, Sr, Ba, Ra. В природе элементы IIА-группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Элементы IIА-группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.
Получение и химические свойства простых веществ
Элементы IIА-группы – менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Са, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:
CaCl2 → электролиз расплава → Са + Cl2
2Са + O2 → t → 2СаО
2Mg + O2 → t → 2MgO
Са + Cl2 = CaCl2
Са + Н2 → t → СаН2
Са + 2С → t → СаС2
Са + 2Н2O = Са(OH)2 + H2↑
|
|
|
Mg + 2Н2O(хол.) ≠
Mg + 2Н2O(гор.) → t → Mg(OH)2 + H2↑
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
4Mg + 10HNO3(pазб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
|
|
|
