( задание 31 ЕГЭ по химии)
Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) От названий к формулам Характеризуем вещества Устанавливаем последовательность превращений Свойства неорганических веществ
От названий к формулам
От названий к формулам
От названий к формулам
От названий к формулам
От названий к формулам MnO 2 (диоксид марганца) – пиролюзит CrO 3 (оксид хрома ( VI )) – хромовый ангидрид
Термины, используемые при описании эксперимента Навеска — это просто некоторая порция вещества определенной массы (её взвесили на весах ). Прокалить — нагреть вещество до высокой температуры и греть до окончания химических реакций. «Взорвали смесь газов» — это значит, что вещества прореагировали со взрывом. Обычно для этого используют электрическую искру. Отфильтровать — отделить осадок от раствора. Профильтровать — пропустить раствор через фильтр, чтобы отделить осадок.
Термины, используемые при описании эксперимента Фильтрат — это профильтрованный раствор. Растворение вещества — это переход вещества в раствор. Оно может происходить без химических реакций (например, при растворении в воде поваренной соли NaCl получается раствор поваренной же соли NaCl, а не щелочь и кислота отдельно), либо в процессе растворения вещество реагирует с водой и образует раствор другого вещества (при растворении оксида бария получится раствор гидроксида бария). Растворять можно вещества не только в воде, но и в кислотах, в щелочах и т.д. Выпаривание — это удаление из раствора воды и летучих веществ без разложения содержащихся в растворе твёрдых веществ.
Термины, используемые при описании эксперимента Упаривание — это просто уменьшение массы воды в растворе с помощью кипячения. Сплавление — это совместное нагревание двух или более твёрдых веществ до температуры, когда начинается их плавление и взаимодействие. Осадок и остаток. Очень часто путают эти термины. Хотя это совершенно разные понятия. «Реакция протекает с выделением осадка» — это означает, что одно из веществ, получающихся в реакции, малорастворимо. «Остаток» — это вещество, которое осталось, не истратилось полностью или вообще не прореагировало. Например, если смесь нескольких металлов обработали кислотой, а один из металлов не прореагировал — его могут назвать остатком.
Наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ ГАЗЫ: Окрашенные : Cl 2 – желто-зеленый ; NO 2 – бурый ; O 3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl 2 и NO 2 реагируют с ней. Бесцветные без запаха : Н 2, N 2, O 2, CO 2, CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде. Бесцветные с запахом : HF, HCl, HBr, HI, SO 2 (резкие запахи), NH 3 (нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты, PH 3 (чесночный), H 2 S (тухлых яиц) - мало растворимы в воде, ядовиты.
ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ: желтые Хроматы, например K 2 CrO 4 Растворы солей железа ( III ), например, FeCl 3, бромная вода, c пиртовые и спиртово-водные растворы йода – в зависимости от концентрации от жёлтого до бурого оранжевые Дихроматы, например, K 2 Cr 2 O 7 зеленые Гидроксокомплексы хрома ( III ), например, K 3 [ Cr ( OH ) 6 ], соли никеля ( II ), например NiSO 4, манганаты, например, K 2 MnO 4 голубые Соли меди ( II ), например С uSO 4 От розового до фиолетового Перманганаты, например, KMnO 4 От зеленого до синего Соли хрома ( III ), например, CrCl 3
ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ, ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ желтые AgBr, AgI, Ag 3 PO 4, BaCrO 4, PbI 2,CdS бурые Fe(OH) 3, MnO 2 черные, черно -бурые Сульфиды меди, серебра, железа, свинца синие Cu(OH) 2, KF е [Fe(CN) 6 ] зеленые Cr ( OH ) 3 – серо-зеленый Fe ( OH ) 2 – грязно-зеленый, буреет на воздухе
ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые o ксид меди ( I ) – Cu 2 O дихроматы красные бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe 2 O 3, CrO 3 черные С uO, FeO, CrO Серые с металлическим блеском Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов. зеленые Cr 2 O 3, малахит ( CuOH ) 2 CO 3, Mn 2 O 7 (жидкость)
ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые o ксид меди ( I ) – Cu 2 O дихроматы красные бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe 2 O 3, CrO 3 черные С uO, FeO, CrO Серые с металлическим блеском Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов. зеленые Cr 2 O 3, малахит ( CuOH ) 2 CO 3, Mn 2 O 7 (жидкость)
Последовательность превращений Чёрный порошок, который образовался при длительном нагревании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-ной серной кислоте и получили раствор голубого цвета. В раствор добавили щёлочь и выпавший осадок отделили и растворили в избытке концентрированного раствора аммиака. С u CuO С uSO 4 Cu(OH) 2 [ С u(NH 3 ) 4 ](OH) 2
Последовательность превращений С u CuO С uSO 4 Cu(OH) 2 [ С u(NH 3 ) 4 ](OH) 2 1) 2С u + O 2 = 2CuO 2) CuO + H 2 SO 4 = С uSO 4 + H 2 O 3) С uSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 4) Cu(OH) 2 +4NH 4 OH = [ С u(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 4H 2 O
Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций. P P 2 O 5 H 3 PO 4 Ca 3 ( PO 4 ) 2 Ca ( H 2 PO 4 ) 2
Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций. 1) 4P +5O 2 = 2P 2 O 5 2) P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 3) 2H 3 PO 4 + 3CaO =Ca 3 (PO 4 ) 2 ↓ + 3H 2 O 4) Ca 3 (PO 4 ) 2 +4H 3 PO 4 = 3 С a(H 2 PO 4 ) 2
Свойства неорганических веществ Задание 37 требует от участника ЕГЭ знание свойств разнообразных неорганических веществ, связанных с протеканием как ОВР между веществами, так и обменных реакций, протекающих в растворах. Реакция лития или магния с азотом: 6Li+N 2 =2Li 3 N 3Mg+N 2 =Mg 3 N 2 Горение магния в углекислом газе: 2 Mg + CO 2 =2 MgO + C Особое свойство плавиковой кислоты: SiO 2 + 4 HF = 2 H 2 O + SiF 4
Свойства неорганических веществ Необходимо обратить внимание на окислительно-восстановительные реакции с участием озона, которые встречаются в материалах ЕГЭ: Na 2 S + 4 O 3 = Na 2 SO 4 +4 O 2 При подготовке к ЕГЭ необходимо помнить, что железо, реагируя с фтором, хлором и бромом, окисляется до степени окисления +3 и образует галогениды FeF 3, FeCl 3, FeBr 3, но в реакции с иодом оно дает иодид железа ( II ) FeI 2
Свойства неорганических веществ Окислительные свойства солей трехвалентного железа: 2FeCl 3 +Cu=CuCl 2 +2FeCl 2 2FeCl 3 +Fe=3FeCl 2
Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: NH 3 +O 2 = NH 3 +O 2 = NH 3 +CuO= NH 3 +Br 2 = NH 3 +KMnO 4 = kat
Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: 4NH 3 +3O 2 =2N 2 +6H 2 О 4NH 3 +5O 2 =4NO+6H 2 О 2NH 3 +3CuO=N 2 +3Cu+3H 2 О 8NH 3 +3Br 2 =N 2 +6NH 4 Br 2NH 3 +2KMnO 4 =N 2 +2MnO 2 +2KOH+2H 2 О kat
Свойства неорганических веществ Малохарактерные для него окислительные свойства аммиак проявляет в реакциях с активными металлами: 2NH 3 +6Mg=2Mg 3 N 2 +3H 2 2NH 3 +2Al=2AlN+3H 2 Могут пригодиться знания об аммиачных комплексах: CuSO 4 +4NH 3 =[Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 AgCl+2NH 3 =[Ag(NH 3 ) 2 ] Cl
Свойства неорганических веществ Трудными оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе: K 2 S О 4 + Н 2 = Ag 2 S О 4 + Н 2 = BaS О 4 + Н 2 = Na 2 S О 4 + C = BaS О 4 + C = Na 2 SO 3 + S = Ca 3 (РО 4 ) 2 + Al =
Свойства неорганических веществ Трудными оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе: K 2 S О 4 + 4Н 2 = К 2 S + 4Н 2 О Ag 2 S О 4 + Н 2 = 2 Ag + Н 2 S О 4 BaS О 4 + 4Н 2 = BaS + 4Н 2 О Na 2 S О 4 + 4 C = Na 2 S + 4 C О BaS О 4 + 4C = BaS + 4C О Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 3 Ca 3 (РО 4 ) 2 + 16 Al = 3 Ca 3 Р 2 + 8 Al 2 О 3
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения азотной кислоты оксид азота ( IV ) должен быть доокислен, например кислородом воздуха: 4 NO 2 + O 2 + 2 H 2 О = 4 HNO 3 Лабораторный способ получения хлороводорода : к твердому хлориду натрия приливают концентрированную серную кислоту NaCl ( тв.) + H 2 SO 4 ( конц.) = NaHSO 4 + HCl
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения бромоводорода из бромида натрия, концентрированная серная кислота не подойдет, так как выделяющийся бромоводород будет загрязнен парами брома. Можно использовать концентрированную фосфорную кислоту: NaBr + H 3 PO 4 ( конц.) = NaH 2 PO 4 + HBr Кислоты-неокислители реагируют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, с выделением водорода и образованием соответствующей соли: Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2
Схема 1: Азотная кислота Кислота HNO 3 концентрированная разбавленная очень разбавленная Металлы образуется нитрат металла + продукт восстановления азота ( не водород! ) неактивные (правее Н) кроме Au, Pt NO 2 NO цинк NO 2 N 2 NH 4 NO 3 железо пассивация (при нагревании - NO 2 ) NO N 2, NH 4 NO 3 алюминий пассивация (при нагревании - NO 2 ) N 2 NH 4 NO 3 хром не растворяется марганец NO 2 NO бериллий пассивация NO щелочные N 2 O NH 4 NO 3 Щелочноземельные N 2 O N 2 O NH 4 NO 3 магний N 2 O Неметаллы кислота неметалла в высшей степени окисления или ОКСИД (если кислота неустойчива) NO или NO 2 не реагируют!
Схема 2: Серная кислота Кислота концентрированная разбавленная неактивные металлы (после Н) – SO 2 + сульфат металла ( Pt, Au – не реагируют!) не реагируют! цинк SO 2 + сульфат металла сульфат металла (минимально возможной степени окисления) + Н 2 железо только при нагревании SO 2 + сульфат металла (+3) алюминий хром Не реагирует бериллий Не реагирует щелочные Н 2 S + сульфат металла щелочноземельные и магний S + сульфат металла
Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + HNO 3 ( конц.) = S + HNO 3 ( конц.) = H 2 S + HNO 3 ( конц.) = FeS 2 + HNO 3 ( конц.) =
Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + 5 HNO 3 ( конц.) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O S + 6HNO 3 ( конц.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O H 2 S + 8HNO 3 ( конц.) = H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O FeS 2 + 8HNO 3 ( конц.) = Fe ( NO 3 ) 3 + 2 H 2 SO 4 + 5 NO + 2 H 2 O
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. HI + H 2 SO 4 ( конц.) = HBr + H 2 SO 4 ( конц.) = P + H 2 SO 4 ( конц.) =
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Серная кислота окисляет галогеноводороды HI и HBr ( но не HCl ) до свободных галогенов, а неметаллы – до соответствующих им кислот: 8HI + H 2 SO 4 ( конц.) = H 2 S + 4I 2 + 4H 2 O 2HBr + H 2 SO 4 ( конц.) = SO 2 + Br 2 + 2H 2 O 2P + 5H 2 SO 4 ( конц.) = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Кислоты взаимодействуют с солями более слабых и более летучих кислот: Нелетучая, хотя и не самая сильная, серная кислота вытесняет все кислоты из их солей, а ее не может вытеснить ни одна кислота. Исключение: CuSO 4 + H 2 S = CuS + Н 2 SO 4
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии диссоциирует как кислота средней силы, по второй - как слабая, а по третьей стадии диссоциация настолько незначительна, что в растворе ничтожно мало ионов РО 4 3-. Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H 2 PO 4 -, в меньшем количестве присутствуют HPO 4 2-. По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О 2Н 3 РО 4 + 2К = 2КН 2 РО 4 + Н 2
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Фосфат калия можно получить лишь при избытке щелочи: Н 3 РО 4 + 3КОН(изб.) = К 3 РО 4 + 3Н 2 О Продуктом реакции аммиака с фосфорной кислотой может также быть кислая соль: NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4 Избыток щелочи переводит кислые соли в средние: Na 2 НРО 4 + Na ОН (изб.) = Na 3 РО 4 + Н 2 О
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Чтобы получить из основной соли среднюю соль нужно подействовать кислотой: MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O При добавлении сильной кислоты все соли ортофосфорной кислоты превращаются в дигидрофосфаты, которые растворимы в воде: Na 3 РО 4 + 2Н Cl = Na Н 2 РО 4 + 2 NaCl РО 4 3- + 2Н + = Н 2 РО 4 - Общее свойство всех нерастворимых фосфатов – их растворимость в растворах сильных кислот: Ca 3 (РО 4 ) 2 + 4 HN О 3 = Са ( H 2 РО 4 ) 2 + 2 Ca ( N О 3 ) 2
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Более сильное основание вытесняет более слабое из его солей: AlCl 3 + 3 NaOH = Al ( OH ) 3 + 3 NaCl MgCl 2 + KOH = MgOHCl + KCl NH 4 С l + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O Гидроксиды металлов разлагаются при нагревании, кроме NaOH, KOH : 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Определенную трудность могут представлять окислительно-восстановительные реакции щелочей с неметаллами: Cl 2 + 2 KOH = KCl + H 2 O + KClO (на холоду) (аналогично с Br 2, I 2 ) Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании) (аналогично с Br 2, I 2 ) Si + 2KOH+ H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2 3S + 6KOH = K 2 SO 3 + 2K 2 S+ 3H 2 O 8P + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 3Ba(H 2 PO 2 ) 2 + 2PH 3 гипофосфит бария
Термическое разложение солей. Разложение нитратов 2 NaNO 3 = NaNO 2 + ½ O 2 2Cu(NO 3 ) 2 = 2CuO + 4NO 2 + О 2 2Fe(NO 3 ) 3 = Fe 2 O 3 + 6NO 2 + 1,5 O 2 2Fe(NO 3 ) 2 = Fe 2 O 3 + 4NO 2 + 0,5O 2 2AgNO 3 = 2Ag+ 2NO 2 + O 2
Термическое разложение солей. Разложение солей аммония На аммиак и соответствующую кислоту разлагаются при нагревании только те соли аммония, которые содержат анион, не обладающий окислительными свойствами: (NH 4 ) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 + H 2 O (NH 4 ) 2 HPO 4 = 2NH 3 + H 3 PO 4 Чем сильнее кислота, тем труднее разложить соль: ( NH 4 ) 2 SO 4 = 2 NH 3 + NH 4 HSO 4 Если анион соли обладает окислительными свойствами, то аммиак не образуется: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O ( NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O
Термическое разложение солей. Разложение солей угольной кислоты Не разлагаются при нагревании карбонаты щелочных металлов (кроме Li 2 CO 3 ). Все остальные карбонаты и карбонат лития разлагаются на оксид металла и углекислый газ: Li 2 CO 3 = Li 2 O + CO 2 С aCO 3 = CaO + CO 2 Все гидрокарбонаты разлагаются сначала до карбонатов: Ca ( HCO 3 ) 2 = С aCO 3 + CO 2 + H 2 O При дальнейшем нагревании образовавшийся карбонат разлагается, как показано выше.
Термическое разложение солей. Разложение кислородосодержащих солей – окислителей: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Разложение комплексных солей При нагревании разлагаются все комплексные соли, образованные амфотерными гидроксидами : Na Al (OH) 4 = NaAlO 2 + 2H 2 O Na 2 [Zn(OH) 4 ] = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O Разложение основных солей При нагревании разлагаются многие основные соли: ( CuOH ) 2 CO 3 = 2 CuO + CO 2 + H 2 O MnO
Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей MnO 4 - в кислой среде Mn 2+ бесцветный раствор в нейтральной среде MnO 2 бурый осадок в щелочной среде MnO 4 2- зеленый раствор
Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Cr 2 O 7 2- Cr O 4 2- в кислой среде Cr 3+ сине-фиолетовый р-р в нейтральной среде Cr(OH) 3 серо-зеленыйосадок в щелочной среде [Cr ( O Н) 6 ] 3 - раствор изумрудно-зеленого цвета
Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей кислотная среда: 5 Na 2 S О 3 + 2КМ n О 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 Na 2 S О 4 + ЗН 2 О щелочная среда: Na 2 S О 3 + 2КМ n О 4 + 2 KOH =2 K 2 MnO 4 + Na 2 S О 4 + Н 2 О нейтральная среда: 3 Na 2 S О 3 + 2КМ n О 4 + H 2 O = 2 MnO 2 + 3 Na 2 S О 4 +2 KO Н Примеры : P + КМ n О 4 + H 2 SO 4 = NH 3 + KMnO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + C + H 2 SO 4 =
Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Примеры : P + 2 КМ n О 4 + H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + KH 2 PO 4 2NH 3 + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 + 2KOH + 2H 2 O 2K 2 Cr 2 O 7 + 3C + 8H 2 SO 4 = 3CO 2 +2Cr 2 (SO 4 ) 3 +2K 2 SO 4 + 8H 2 O
Электролиз
Электролиз Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода : 2 HgSO 4 + 2 H 2 O = 2 Hg + О 2 + 2 H 2 SO 4 1) на катоде: Hg 2+ + 2 e = Hg ° 2) на аноде: 2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + до водорода: Са I 2 + 2Н 2 О = Н 2 + I 2 + Са (ОН) 2 1) на катоде: 2Н 2 О + 2 e = 2ОН + Н 2 2) на аноде: 2 I - - 2 e = I 2 электролиз раствора сульфата натрия: 1) на катоде: 2 H 2 O + 2 e = H 2 + 2 OH – 2) на аноде: 2 H 2 O – 4 e = O 2 + 4 H + 3) Составлено общее уравнение электролиза: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2
Электролиз При электролизе солей, образованных металлами, находящимися в ряду активности между алюминием и водородом 4FeCl 3 + 6 H 2 O = 3H 2 + 2 Fe + 6Cl 2 + 2Fe (OH) 3 на катоде происходит конкурирующие восстановление катиона металла и воды, в результате на катоде выделяются металл и водород, а в растворе образуется гидроксид соответствующего металла; на аноде происходит окисление анионов бескислородных кислот, в частности выделяется Cl 2.
CH 3 CH 2 COONa CH 3 CH 2 COO - + Na + H 2 O -К Na + : - A CH 3 CH 2 COOO - - ē = CH 3 CH 2 COO · свободный радикал, неустойчив H 2 O: Анод = графит – инертный! 2H 2 O + 2ē = H 2 0 + 2OH - CH 3 CH 2 COO · = CO 2 + C 2 H 5 · свободный радикал, неустойчив CH 3 CH 2 · + C 2 H 5 · = CH 3 CH 2 –CH 2 CH 3 2CH 3 CH 2 COONa + 2H 2 O = = H 2 + 2NaOH + 2CO 2 + CH 3 CH 2 -CH 2 CH 3
Электрохимический ряд напряжения металлов Чем ближе стоит металл к началу ряда, тем сильнее его восстановительные свойства и тем слабее окислительная способность его ионов. Металлы, стоящие до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот. Но следует иметь в виду, что свинец, стоящий перед водородом, не может вытеснить его из раствора серной кислоты, так как при контакте с этой кислотой на поверхности металла сразу же образуется защитный слой нерастворимого сульфата PbSO 4. Этот слой изолирует металл от кислоты.
Электрохимический ряд напряжения металлов Металлы, стоящие до магния (щелочные и щелочно – земельные), вытесняют водород также из воды и любого водного раствора. По этой причине уравнения реакций между этими металлами и растворами кислот- неокислителей ( HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 ( разб.)) не записывают. По этой же причине не записывают уравнения реакций щелочных и щелочно – земельных металлов с растворами солей. Щелочной металл не вытесняет менее активный металл из раствора его соли. Электрохимический ряд напряжений характеризует восстановительную способность металлов в водных растворах солей и не применим к расплавам солей. Например: 2 Al + 3 CaCl 2 = 2 AlCl 3 + 3 Ca расплав
Гидролиз При сливании растворов солей, содержащих катион слабого основания и анион слабой кислоты, соль не образуется, так как идет гидролиз и по катиону, и по аниону: Al 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3CO 2 + 3K 2 SO 4 2FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6KCl 2AlBr 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3CO 2 + 6KBr 2AlCL 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl Гидролиз следует учитывать, рассматривая реакции металлов с растворами солей. Mg + 2 N Н 4 Cl = MgCl 2 + 2 NH 3 + 2 H 2 Растворы солей, имеющие кислую реакцию среды, вследствие гидролиза, способны растворять активные металлы, например, магний или цинк: Mg + MgCl 2 +2 H 2 O =2 MgOHCl + H 2
Гидролиз Особую трудность вызывают сложные случаи взаимодействия растворов веществ солей подвергающихся гидролизу. Так для взаимодействия раствора сульфата магния с карбонатом натрия можно записать целых три уравнения возможных процессов: MgSO 4 +Na 2 CO 3 =MgCO 3 +Na 2 SO 4 2MgSO 4 +2Na 2 CO 3 +H 2 O=( MgOH ) 2 CO 3 +2Na 2 SO 4 +CO 2 2MgSO 4 +2Na 2 CO 3 +2H 2 O=2Mg(OH) 2 +2Na 2 SO 4 +2CO 2 Составление подобных уравнений реакций может потребоваться при выполнении заданий № 37 ЕГЭ по химии. 3K[Al(OH) 4 ] + AlCl 3 = 3KCl + 4Al(OH) 3 3 Cl 2 + 3 K 2 CO 3 = KClO 3 + 3 CO 2 + 5 KCl
Гидролиз бинарных соединений Al 4 C 3 + Н 2 О = Al 2 S 3 + Н 2 О = BaS + Н 2 О = CaC 2 + Н 2 О = Ca 3 P 2 + Н 2 О = CaH 2 + Н 2 О = SiH 4 + Н 2 О = Mg 3 N 2 + Н 2 О = PCl 3 + H 2 O = PCl 5 + H 2 O =
Гидролиз бинарных соединений Al 4 C 3 + 12Н 2 О = 4А l (ОН) 3 + ЗСН 4 Al 2 S 3 + 6Н 2 О = 2А l (ОН) 3 + ЗН 2 S BaS + 2Н 2 О = Ba (ОН) 3 + Н 2 S CaC 2 + 2Н 2 О = Ca (ОН) 2 + С 2 Н 2 Ca 3 P 2 + 6Н 2 О = 3 Ca (ОН) 2 + 2 P Н 3 CaH 2 + 2Н 2 О = Ca (ОН) 2 + 2Н 2 SiH 4 + 2Н 2 О = Si О 2 + 4Н 2 Mg 3 N 2 + 6Н 2 О = 3 Mg (ОН) 2 + 2 NH 3 PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5 HCl Не гидролизуются : SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si
Амфотерность в растворе Zn ( OH ) 2 + KOH = ZnO + NaOH + H 2 O = Al(OH) 3 + KOH = Al 2 O 3 + NaOH + H 2 O = в расплаве ZnO ( тв ) + NaOH( тв ) = Zn(OH) 2 ( тв ) + KOH( тв ) = Al 2 O 3 ( тв ) + NaOH( тв ) = A1(OH) 3 ( тв ) + KOH( тв ) =
Амфотерность в растворе Zn ( OH ) 2 + 2 KOH = K 2 [ Zn ( OH ) 4 ] ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] Al(OH) 3 + KOH = K[Al(OH) 4 ] Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] в расплаве ZnO ( тв ) + 2NaOH( тв ) = Na 2 Zn О 2 + H 2 O Zn(OH) 2 ( тв ) + 2KOH( тв ) = K 2 Zn О 2 + 2H 2 O Al 2 O 3 ( тв ) + 2NaOH( тв ) = 2NaAlO 2 + H 2 O A1(OH) 3 ( тв ) + KOH( тв ) = NaAlO 2 + 2H 2 O
Амфотерность Слабо амфотерные гидроксиды железа ( III ) и хрома ( III ) реагируют лишь с расплавами щелочей или с концентрированными растворами щелочей: с расплавами щелочей Cr ( OH ) 3 ( тв ) + KOH ( тв ) = KCr О 2 + 2 H 2 O Fe ( OH ) 3 ( тв ) + KOH ( тв ) = KFeO 2 + 2 H 2 O с концентрированными растворами щелочей Cr ( OH ) 3 + 3 KOH ( конц.) = K 3 [ Cr ( OH ) 6 ] Fe(OH) 3 + 3KOH( конц.) = K 3 [Fe ( OH) 6 ] Заметим, что в материалах ЕГЭ можно встретить и такое уравнение реакции: Fe(OH) 3 + KOH = K[Fe ( OH) 4 ]
Амфотерность Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, также могут реагировать и с кислотами, и со щелочами: Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Be(OH) 4 ] + H 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 Для хрома и железа подобная реакция не характерна. При гидролизе солей, полученных из амфотерных соединений, образуются комплексные соли: KAlO 2 + 2H 2 O = K [Al(OH) 4 ] Амфотерные оксиды при сплавлении реагируют с карбонатами активных металлов: Al 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2 KAlO 2 + CO 2
Способы разрушения комплексных солей При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода: Na Al (OH) 4 + 4HCl изб. = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O K 3 Cr(OH) 6 + 6HNO 3 изб. = 3KNO 3 + Cr(NO 3 ) 3 + 6H 2 O При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na Al (OH) 4 + HCl нед. = NaCl + Al(OH) 3 + H 2 O K 3 Cr(OH) 6 + 3HNO 3 нед. = 3KNO 3 + Cr(OH) 3 + 3H 2 O При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na Al (OH) 4 + H 2 S = NaHS + Al(OH) 3 + H 2 O K 3 Cr(OH) 6 + 3H 2 CO 3 = 3KHCO 3 + Cr(OH) 3 + 3H 2 O
Способы разрушения комплексных солей При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид : Na Al (OH) 4 + CO 2 = NaHCO 3 + Al(OH) 3 K 3 Cr(OH) 6 + 3SO 2 = 3KHSO 3 + Cr(OH) 3 При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe 3+, Al 3+ и Cr 3+ происходит взаимное усиление гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль активного металла: 3Na Al(OH) 4 + FeCl 3 = 3Al(OH) 3 + Fe(OH) 3 + 3NaCl K 3 Cr(OH) 6 + Al(NO 3 ) 3 = Al(OH) 3 + Cr(OH) 3 + 3KNO 3 При нагревании выделяется вода: Na Al ( OH ) 4 = NaAlO 2 + 2 H 2 O K 3 Cr(OH) 6 = KCrO 2 + 2H 2 O + 2KOH
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота ( I ), оксид диазота, закись азота, «веселящий газ» слабый окислитель: 2 N 2 O =2 N 2 + O 2 N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O 6N 2 O + P 4 = 6N 2 + P 4 O 6 2N 2 O + C ( графит ) = 2N 2 + CO 2 слабый восстановитель: N 2 O + H 2 SO 4 ( конц., гор.) = 2 NO + SO 2 + H 2 O Оксид азота ( II ), монооксид азота. 2NO + O 2 = 2NO 2 2NO + C( графит ) = N 2 + CO 2 2NO + 2Mg = N 2 + 2MgO Азот
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (IV), диоксид азота NO 2 + O 2 + H 2 О = NO 2 + NaOH = NO 2 + NaOH+ O 2 = NO 2 + NaOH+ NO = NO 2 + SO 2 = NO 2 + Cu = Азот
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (IV), диоксид азота 4NO 2 + O 2 + 2H 2 О = 4HNO 3 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O 4NO 2 + 4NaOH+ O 2 = 4NaNO 3 + 2H 2 O NO 2 + 2NaOH+ NO = 2NaNO 2 + H 2 O NO 2 + SO 2 = NO+ SO 3 2NO 2 + 4Cu = N 2 + 4CuO Азот
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Получение : 16HCl + 2KMnO 4 =5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O 4HCl + MnO 2 =Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O C войства С менее электроотрицательными неметаллами: 2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 2P + 3PCl 5 = 5PCl 3 2S + Cl 2 = S 2 Cl 2 S 2 Cl 2 + Cl 2 = 2 SCl 2 Важно отметить, что непосредственно с азотом и кислородом хлор не взаимодействует. Галогены
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Взаимодействие с водой: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO 2 F 2 + 2 H 2 O = 4 HF + O 2 Окислительные свойства: 2HCl + F 2 = 2HF + Cl 2 2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr PH 3 + 4 Br 2 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 8НВг KNO 2 + Br 2 + Н 2 О = KNO 3 + 2НВг Галогены
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены не взаимодействуют с кислотами. Только I 2 при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образует иодноватую кислоту HIO 3 : I 2 + 10HNO 3 ( конц.) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O Галогеноводороды Восстановительные свойства (кроме HF ): 6HCl + 2HNO 3 ( конц.) = 3Cl 2 + 2NO+ 4H 2 O 4HI + MnO 2 = I 2 + MnI 2 + 2H 2 O 2HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O 2HI + Br 2 = 2HBr + I 2 Галогены
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Особым свойством серы является взаимодействие ее с сульфитами и образование тиосульфатов, солей несуществующей в свободном состоянии тиосерной кислоты H 2 S 2 O 3 : Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 При действии на тиосульфаты кислот происходит их разложение с образованием серы и сернистого газа: Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S + H 2 O Сера
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид серы ( IV ) может быть доокислен кислородом: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 2SO 2 + O 2 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 и выступать в роли окислителя: SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O и в роли восстановителя: SO 2 + PbO 2 = PbSO 4 SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2 Н Br SO 2 + NO 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + NO 3SO 2 + 2 КМ n О 4 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + 2MnO 2 + K 2 S О 4 окислительные свойства оксида серы ( VI ): 5 SO 3 + 2 P = 5 SO 2 + P 2 O 5 Сера
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ получение фосфора: Са 3 (Р0 4 ) 2 + 5С + 3 SiO 2 = 3 CaSiO 3 + 5СО + 2Р взаимодействие с азотной кислотой: 3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O = 3 H 3 PO 4 + 5 NO со щелочами: 4 P + 3 NaOH + 3 H 2 O = 3 NaH 2 PO 2 + PH 3 с солями – окислителями: 6 P + 5 KClO 3 = 3 P 2 O 5 + 5 KCl (со взрывом). Фосфор
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ При взаимодействии железа с галогенами образуются галогениды состава FeF 3, FeCl 3, FeBr 3, но в реакции с иодом - FeI 2 Fe + I 2 = FeI 2 Железо пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, но при нагревании реагирует с ними: 2Fe + 6H 2 SO 4 ( конц.) = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O Fe + 6HNO 3 ( конц.) = Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Железо взаимодействует со щелочными расплавами окислителей: Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O Металлы побочных подгрупп. Железо.
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид железа ( II ) FeO обладает основными и восстановительными свойствами. FeO + 2HI = FeI 2 +H 2 O FeO + 4HNO 3 ( конц.) = Fe(NO 3 ) 3 + NO 2 + 2H 2 O Оксид железа ( III ) обладает слабоамфотерными свойствами: Fe 2 O 3 + 6 HNO 3 = 2 Fe ( NO 3 ) 3 + 3 H 2 O С растворами щелочей он не взаимодействует. При сплавлении со щелочами и карбонатами щелочных металлов образуются ферриты: Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 Для него характерны также окислительные свойства: Fe 2 O 3 + 6 HI = 2 FeI 2 + I 2 +3 H 2 O (реакция обмена невозможна, так как Fe +3 – окислитель, I -1 – восстановитель; по той же причине FeI 3 – не существует). Металлы побочных подгрупп. Железо.
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Гидроксид железа ( II ) Fe ( OH ) 2 проявляет основные и восстановительные свойства: Fe (OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2 H 2 O 2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Fe(OH) 3 4Fe(OH) 2 + O 2 = 4FeO(OH)+ 2H 2 O Fe(OH) 2 + 2Br 2 + 6NaOH = Na 2 FeO 4 + 4NaBr+ 4H 2 O В материалах ЕГЭ встречается такая запись состава гидроксида железа( III ): FeO ( OH ) – метагидроксид железа ( III ). Он проявляет слабоамфотерные и окислительные свойства: 2 FeO ( OH ) + 3 H 2 SO 4 = Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 4 H 2 O FeO (OH) + 3NaOH( конц.)+H 2 O= Na 3 [Fe(OH) 6 ] + 4H 2 O 2FeO(OH) + 6HI= 2FeI 2 + 4H 2 O + I 2 Металлы побочных подгрупп. Железо.
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Соли Fe 3+ сильно гидролизуются, поэтому активные металлы растворяются в них с выделением водорода: FeCl 3 + 2H 2 O + Zn = Fe(OH) 2 Cl + ZnCl 2 + H 2 Соли Fe 3+ - окислители, соли Fe 2+ - восстановители: 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 3FeCl 3 + Cu = 2FeCl 2 + CuCl 2 2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Ферраты – сильные окислители : 2Na 2 FeO 4 + 16HCl = 3Cl 2 + 4NaCl+ 2FeCl 3 + 8H 2 O Обратим внимание на реакции соединений железа, где в окислительно-восстановительном процессе участвуют три элемента: FeS 2 + 8HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + 5NO+2H 2 SO 4 +2H 2 O Металлы побочных подгрупп. Железо.
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид хрома ( II ) CrO черного цвета, соответствующий гидроксид Cr ( OH ) 2 – желтого. Оксид хрома ( III ) Cr 2 O 3 в виде порошка темно-зеленого цвета, в кристаллическом состоянии он черный с металлическим блеском. Гидроксид хрома ( III ) Cr ( OH ) 3 – серо-зеленый. Оба соединения амфотерны. Реагируя с избытком щелочи, гидроксид хрома ( III ) образует изумрудно-зеленое соединение состава Na 3 Cr ( OH ) 6 . Оксид хрома ( VI ) CrO 3 – это кислотный оксид темно-красного цвета. При его растворении в воде образуются две кислоты: хромовая H 2 CrO 4 и дихромовая H 2 Cr 2 O 7. Это сильные кислоты, дихромовая существует только в растворе. Соли хромовой кислоты – хроматы ( K 2 CrO 4, Na 2 CrO 4 – желтого цвета, соли дихромовой кислоты – дихроматы ( K 2 Cr 2 O 7, Na 2 Cr 2 O 7 – оранжевого цвета. Металлы побочных подгрупп. Хром.
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислотной. Na 2 Cr 2 O 7 +2KOH = Na 2 CrO 4 + K 2 CrO 4 + H 2 O 2K 2 CrO 4 +H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O При действии на дихроматы концентрированной серной кислотой образуется оксид хрома ( VI ): K 2 Cr 2 O 7 +2 H 2 SO 4 = 2 CrO 3 +2 KHSO 4 + H 2 O Оксид хрома ( VI ) и дихроматы – сильнейшие окислители. Хроматы – окислители более слабые, чем дихроматы: 2K 2 CrO 4 +2H 2 O+3H 2 S= 2Cr(OH) 3 + 3S+ 4KOH K 2 Cr 2 O 7 +H 2 O+3H 2 S= 2Cr(OH) 3 + 3S+ 2KOH Металлы побочных подгрупп. Хром.
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Окислительные свойства соединений хрома( VI ) наиболее сильно выражены в кислотной среде, а восстановительные свойства соединений хрома ( III ) - в щелочной : K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 + 3SO 2 = Cr 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 + H 2 O Cr 2 (SO 4 ) 3 +3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 +3Na 2 SO 4 + 8H 2 O Металлы побочных подгрупп. Хром.
