 |
Задания 8, 9, 10. Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов
|
|
|
|
Задания 8, 9, 10. Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов
Химические свойства классов неорганических соединений
Свойства металлов
| Активные (Me*): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra. | Средней активности | Неактивные Cu, Hg, Ag, Au, Pt |
| 1. +H2O→ Me*OH +H2 (н. у. ) 2. + неметаллы (но! 2Na+O2 → Na2O2 пероксид натрия) 3. + кислоты | 1. + Н2О (t0) → MeO +H2 2. + неметаллы (кроме N2) 3. +кислоты 4. + соль(раств. ), если Ме более акт., чем в соли 5. Ме1+Ме2О (если Ме1=Мg, Al) | 1. (только Cu, Hg) + О2 (при t0) 2. (только Cu, Hg) + Cl2 (при t0) 3. + соль(раств. ), если Ме более акт., чем в соли |
С кислотами взаимодействуют только металлы, которые находятся в ряду активности левее водорода. Т. е. неактивные металлы Cu, Hg, Ag, Au, Pt с кислотами не реагируют. Исключение составляют HNO3 (конц, разбавл. ), H2SO4 (конц. )
· HNO3 (конц. ), H2SO4 (конц. ) пассивируют Fe, Al, Сr (при н. у. )
· Cu, Hg, Ag восстанавливают кислоты до следующих продуктов:
|
Ме (Cu, Hg, Ag ) +
| HNO3 конц, | → МеNO3 + NO2 +H2O |
| HNO3 разбавл. | → МеNO3 + NO +H2O | |
| H2SO4конц. | → МеSO4 + SO2 +H2O |
· Химические свойства неметаллов
Неметаллы реагируют с металлами и между собой.
1) H2+Ca → CaH2
2) N2+ 3Ca → Ca3N2
3) N2+ O2 ↔ 2NO
4) S + O2 → SO2
5) N2+ 3H2 → 2NH3
6) 2P + 3Cl2 → 2PCl3 или 2P + 5Cl2 → 2PCl5
Свойства галогенов можно объединить:
1) реагируют со щелочами:
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (в холодном растворе)
3Cl2 + 6NaOH → NaCl + 5NaClO3 + H2O (в горячем растворе)
2) более активный галоген (вышестоящий в группе, кроме фтора, так как он реагирует с водой) вытесняет менее активные галогены из растворов галогенидов.
Cl2 + 2KBr → Br2 + 2KCl, но Br2 + KCl ≠
3) 2F2 + O2 → 2O+2F2 (фторид кислорода)
4) Запомнить: 2Fe + 3Cl2 → 2 Fe+3 Cl3 и Fe + 2HCl → Fe+2 Cl2 + H2
Окислительные свойства галогенов усиливаются по группе снизу вверх.
|
|
|
Химические свойства классов неорганических веществ
| Реагент | Основный оксид | Амфотерный оксид | Кислотный оксид | Щелочь | Амфотерный гидроксид | Кислота | Соль | H2O |
| Основный оксид | - | соль | соль | - | соль + H2O | соль + H2O | - | щелочь |
| Амфотерный оксид | соль | - | соль | соль + H2O | - | соль + H2O | - | - |
| Кислотный оксид | соль | соль | - | соль + H2O | соль + H2O | - | - | кислота |
| Щелочь | - | соль + H2O | соль + H2O | - | соль + H2O | соль + H2O | соль + основа- ние | диссоци- ация |
| Амфотерный гидроксид | соль + H2O | - | соль + H2O | соль + H2O | - | соль + H2O | - | - |
| Кислота | соль + H2O | соль + H2O | - | соль + H2O | соль + H2O | - | соль + кислота | диссоци- ация |
| Соль | - | - | - | соль + основа- ние | - | соль + кислота | соль + соль | гидролиз |
Генетическая связь неорганических соединений
Металл- основной оксид- основание- соль (Na -Na2O –NaOH – Na2SO3)
Неметалл – кислотный оксид – кислота – соль ( S – SO2 – H2SO3 - Na2SO3)
Амфотерные соединения
Растворяются и в кислотах, и в щелочах!
| Металл | Оксиды и гидроксиды металлов | ||
| В растворах (+Н2О) | |||
| Al+NaOH=Na[AL(OH)4]+H2 Zn+NaOH=Na2[Zn(OH)4]+H2 | Водород выделяется | Al2O3+NaOH=Na[AL(OH)4] Zn(OH)2+NaOH=Na2[Zn(OH)4] | Водород не выделяется |
| В расплавах (при температуре) | |||
| Образуются соли | |||
| Al+NaOH=NaALO2+H2 Zn+NaOH=Na2ZnO2+H2 | Al2O3+NaOH=NaALO2+H2O Zn(OH)2+NaOH=Na2ZnO2+H2O | ||
Задание 11. Типы химических реакций.
По числу и составу исходных и полученных веществ различают реакции:
- Соединения А+В = АВ (справа одно соеинение)
- Разложения АВ = А+ В (слева одно соединение)
- Замещения А + ВС = АС + В (слева одно простое, одно сложное вещество)
- Обмена АВ + СD = AD + CB (слева и справа сложные вещества)
Реакции обмена между кислотами и основаниями – реакции нейтрализации.
Задания 12, 17. Признаки реакций
Качественные реакции на ионы в растворе.
|
|
|
| Ион | Ион для определения (пример вещества) | Признак реакции |
| Сl- |
Ag+ (AgNO3) | Образуется творожистый белый осадок, нерастворимый в азотной кислоте. |
| Br- | Образуется желтоватый осадок | |
| I- | Образуется желтый осадок | |
| PO43- | Образуется желтый осадок | |
| SO42- | Ba2+ (Ba(NO3)2) | Выпадает молочно-белый осадок, нерастворимый ни в кислотах, ни в щелочах |
| CO32- | H+ (HCl) | Бурное выделение газа СО2 |
| NH4+ |
OH- (NaOH) | Появление запаха NH3 |
| Fe2+ | Зеленоватый осадок↓, буреющий на воздухе | |
| Fe3+ | Бурый осадок↓ | |
| Cu2+ | Голубой ↓ гелеобразный | |
| Al3+ | Белый ↓ гелеобразный, в избытке щелочи растворяется | |
| Zn2+ | ||
| Ca2+ | CO32- (Na2CO3) | Белый осадок CaCO3 |
Задания 13, 14. Электролитическая диссоциация, ионный обмен
Индикаторы – вещества, меняющие цвет в присутствии кислот и щелочей.
|
Индикатор |
Среда | ||
| Кислая | Нейтральная | Щелочная | |
| Лакмус | Красный | Фиолетовый | Синий |
| Метиловый оранжевый | Розовый | Оранжевый | Желтый |
| Фенолфталеин | Бесцветный | Бесцветный | Малиновый |
Электролиты – вещества, которые в водных растворах и расплавах распадаются на ионы, вследствие чего их водные растворы или расплавы проводят электрический ток.
| Электролиты | Неэлектролиты |
| Растворимые кислоты, основания и соли | Оксиды, простые вещества, большинство органических веществ, нерастворимые кислоты, основания и соли |
1. Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуется только катионы Н+. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
2. Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуется только гидроксид-анионы ОН-. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
3. Соли средние – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Средние соли диссоциируют нацело.
4. Катионы имеют положительный заряд; анионы – отрицательный.
5. Диссоциация описывается уравнением диссоциации.
6. Существуют сильные и слабые электролиты (по степени диссоциации)
Реакции с участием электролитов, протекающие в растворах (вещества находятся в виде ионов), называются ионными.
|
|
|
1. Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество, например вода.
2. В ионных уравнениях вещества-электролиты записывают в виде ионов, в неизменном виде надо оставлять формулы неэлектролитов, нерастворимых веществ, слабых электролитов, газов (например, H2S, H2O+CO2, H2O+SO2, HF, H3PO4, H2SiO3, CH3COOH, NH3+H2O)
Правила составления ионных уравнений:
- составить молекулярное уравнение реакции (коэффициенты! );
- проверить возможность протекания реакции;
- отметить вещества (подчеркнуть), которые будут записываться в молекулярном виде (простые вещества, оксиды, газы, нерастворимые вещества, слабые электролиты);
- записать полное ионное уравнение реакции;
- вычеркнуть из левой и правой части одинаковые ионы;
- переписать сокращённое ионное уравнение.
|
|
|
