Текст книги "Сборник основных формул школьного курса химии"
Автор книги: Г. Логинова
Соавторы: Елена Савинкина
Жанр:
Химия
сообщить о нарушении
Текущая страница: 1 (всего у книги 2 страниц) [доступный отрывок для чтения: 1 страниц]
Annotation
Пособие представляет собой школьный курс химии в виде расчетных и химических формул, пояснений к ним, а также уравнений реакций.
Пособие составлено с учетом существующих в настоящее время стандартов среднего (полного) общего образования по химии для базового и профильного уровня. Материал пособия, соответствующий только профильному уровню, обозначен в тексте знаком «*».
Пособие предназначено учащимся образовательных учреждений для повторения курса химии при подготовке к семинарам, зачетам, выпускным и вступительным экзаменам.
Е. В. Савинкина Г. П. Логинова
Общая химия
Важнейшие химические понятия и законы
Строение атома и Периодический закон Д.И. Менделеева
Химическая связь
Смеси и растворы
Тепловой эффект химической реакции
Скорость химической реакции
Химическое равновесие
Обменные реакции в растворе
Окислительно-восстановительные реакции
Классы неорганических веществ
Неорганическая химия
Водород и вода
Важнейшие элементы IA-IIIA-групп (металлы)
Важнейшие элементы-неметаллы IVA-группы
Важнейшие элементы-неметаллы VA-группы
Важнейшие элементы-неметаллы VIA-группы (халькогены)
Важнейшие элементы-неметаллы VIIA-группы (галогены)
Железо
Органическая химия
Общая характеристика органических соединений
Изомерия
Углеводороды
Кислородсодержащие органические соединения
Азотсодержащие органические соединения
Е. В. Савинкина Г. П. Логинова
Сборник основныхформул по химии Карманный справочник школьника
Общая химия
Важнейшие химические понятия и законы
Химический элемент – это определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Относительная атомная масса (Аr) показывает, во сколько раз масса атома данного химического элемента больше – массы атома углерода-12 (12С).
Химическое вещество – совокупность любых химических частиц.
Химические частицы
Формульная единица – условная частица, состав которой соответствует приведенной химической формуле, например:
Аr – вещество аргон (состоит из атомов Ar),
Н2O – вещество вода (состоит из молекул Н2O),
KNO3 – вещество нитрат калия (состоит из катионов К+ и анионов NO3¯).Соотношения между физическими величинами
Атомная масса (относительная) элемента B, Ar(B):
где *т (атома В) – масса атома элемента В;
*ти – атомная единица массы;
*ти = 1/12 т (атома 12С) = 1,661024 г.
Количество вещества B, n(B), моль:
где N (B) – число частиц В;
NA – постоянная Авогадро (NA = 6,021023 моль-1).
Молярная масса вещества В, М(В), г/моль:
где т(В) – масса В.
Молярный объем газа В, VM, л/моль:
где VM = 22,4 л/моль (следствие из закона Авогадро), при нормальных условиях (н.у. – атмосферное давление р = 101 325 Па (1 атм); термодинамическая температура Т = 273,15 К или температура Цельсия t = 0 °C).
*Плотность газообразного вещества B по водороду, D (газа B по H2):
*Плотность газообразного вещества В по воздуху, D (газ В по воздуху):
Массовая доля элемента Э в веществе В, w(Э):
где х – число атомов Э в формуле вещества В
Строение атома и Периодический закон Д.И. Менделеева
Массовое число (А) – общее число протонов и нейтронов в атомном ядре:
A = N(p0) + N(p+).
Заряд ядра атома (Z) равен числу протонов в ядре и числу электронов в атоме:
Z = N(p+) = N(e¯).
Изотопы – атомы одного элемента, различающиеся числом нейтронов в ядре, например: калий-39: 39К (19 р+, 20 п0, 19 е¯ ); калий-40: 40К (19 р+, 21 п0, 19е¯).
*Энергетические уровни и подуровни
*Атомная орбиталь (АО) характеризует область пространства, в которой вероятность пребывания электрона, имеющего определенную энергию, является наибольшей.
*Формы s– и р-орбиталей
Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева
Свойства элементов и их соединений периодически повторяются с возрастанием порядкового номера, который равен заряду ядра атома элемента.
Номер периода соответствует числу энергетических уровней, заполненных электронами, и обозначает последний по заполнению энергетический уровень (ЭУ).
Номер группы А показывает число валентных электронов ns и пр.
Номер группы Б показывает число валентных электронов ns и (п – 1)d.
Секция s-элементов – заполняется электронами энергетический подуровень (ЭПУ) ns-ЭПУ – IA– и IIА-группы, Н и Не.
Секция р-элементов – заполняется электронами np-ЭПУ – IIIA-VIIIA-группы.
Секция d-элементов – заполняется электронами (п– 1 ) d-ЭПУ – IБ-VIIIБ2-группы.
Секция f-элементов – заполняется электронами (п -2 ) f-ЭПУ – лантаноиды и актиноиды.
Изменение состава и свойств водородных соединений элементов 3-го периода Периодической системы
Нелетучие, разлагаются водой: NaH, MgH2, AlH3.
Летучие: SiH4, PH3, H2S, HCl.
Изменение состава и свойств высших оксидов и гидроксидов элементов 3-го периода Периодической системы
Оснóвные: Na2O – NaOH, MgO – Mg(OH)2.
Амфотерные: Al2O3 – Al(OH)3.
Кислотные: SiO2 – H4SiO4, P2O5 – H3PO4, SO3 – H2SO4, Cl2O7 – HClO4.
Химическая связь
Электроотрицательность (χ) – величина, характеризующая способность атома в молекуле приобретать отрицательный заряд.
Механизмы образования ковалентной связи
Обменный механизм – перекрывание двух орбиталей соседних атомов, на каждой из которых имелось по одному электрону.
Донорно-акцепторный механизм – перекрывание свободной орбитали одного атома с орбиталью другого атома, на которой имеется пара электронов.
Перекрывание орбиталей при образовании связи
*Тип гибридизации – геометрическая форма частицы – угол между связями
Гибридизация орбиталей центрального атома – выравнивание их энергии и формы.
sp – линейная – 180°
sp2 – треугольная – 120°
sp3 – тетраэдрическая – 109,5°
sp3d – тригонально-бипирамидальная – 90°; 120°
sp3d2 – октаэдрическая – 90°
Смеси и растворы
Раствор – однородная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах.
Раствор: растворитель (например, вода) + растворенное вещество.
Истинные растворы содержат частицы размером менее 1 нанометра.
Коллоидные растворы содержат частицы размером 1-100 нанометра.
Механические смеси (взвеси) содержат частицы размером более 100 нанометра.
Суспензия => твердое + жидкое
Эмульсия => жидкое + жидкое
Пена, туман => газ + жидкое
Неоднородные смеси разделяют отстаиванием и фильтрованием.
Однородные смеси разделяют выпариванием, дистилляцией, хроматографией.
Насыщенный раствор находится или может находиться в равновесии с растворяемым веществом (если растворяемое вещество – твердое, то его избыток – в осадке).
Растворимость – содержание растворенного вещества в насыщенном растворе при данной температуре.
Ненасыщенный раствор содержит растворенного вещества меньше, чем его растворимость при данной температуре.
Пересыщенный раствор содержит растворенного вещества больше, чем его растворимость при данной температуре.
Соотношения между физико-химическими величинами в растворе
Массовая доля растворенного вещества В, w(B); доля единицы или %:
где т(В) – масса В,
т(р) – масса раствора.
Масса раствора, m(p), г:
m(p) = m(B) + m(H2O) = V(p) • ρ(p),
где F(p) – объем раствора;
ρ(p) – плотность раствора.
Объем раствора, V(p), л:
Молярная концентрация, с(В), моль/л:
где n(В) – количество вещества В;
М(В) – молярная масса вещества В.
Изменение состава раствора
Разбавление раствора водой:
> масса растворенного вещества не изменяется: т'(В) = т(В);
> масса раствора увеличивается на массу добавленной воды: m'(p) = m(p) + m(H2O).
Выпаривание воды из раствора:
> масса растворенного вещества не изменяется: т'(В) = т(В).
> масса раствора уменьшается на массу выпаренной воды: m'(p) = m(p) – m(H2O).
Сливание двух растворов: массы растворов, а также массы растворенного вещества складываются:
т"(В) = т(В) + т'(В);
т"(р) = т(р) + т'(р).
Выпадение кристаллов: масса растворенного вещества и масса раствора уменьшается на массу выпавших кристаллов:
m'(В) = m(В) – m(осадка); m'(р) = m(р) – m(осадка).
Масса воды не изменяется.
Тепловой эффект химической реакции
*Энтальпия образования вещества ΔH °(B), кДж/моль, – энтальпия реакции образования 1 моль вещества из простых веществ в их стандартных состояниях, то есть при постоянном давлении (1 атм для каждого газа в системе или при общем давлении 1 атм в отсутствие газообразных участников реакции) и постоянной температуре (обычно 298 К , или 25 °C).
*Тепловой эффект химический реакции (закон Гесса)
Q = ΣQ
(продуктов) – ΣQ (реагентов).
ΔН° = ΣΔН°
(продуктов) – Σ ΔН° (реагентов).
Для реакции аА + bВ +… = dD + еЕ +…
ΔН° = {dΔH°(D) + еΔH°(Е) +…} – {аΔH°(А) + ЬΔH°(В) +…},
где а, b, d, e – стехиометрические количества веществ, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции.
Скорость химической реакции
Если за время τ в объеме V количество реагента или продукта изменилось на Δ n, скорость реакции:
Для мономолекулярной реакции А → …:
v = k •
с(А).
Для бимолекулярной реакции А + В → …:
v = k •
с(А) • с(В).
Для тримолекулярной реакции А + В + С → …:
v = k •
с(А) • с(В) • с(С).
Изменение скорости химической реакции
Скорость реакции увеличивают:
1) химически активные реагенты;
2) повышение концентрации реагентов;
3) увеличение поверхности твердых и жидких реагентов;
4) повышение температуры;
5) катализаторы. Скорость реакции уменьшают:
1) химически неактивные реагенты;
2) понижение концентрации реагентов;
3) уменьшение поверхности твердых и жидких реагентов;
4) понижение температуры;
5) ингибиторы.
*Температурный коэффициент скорости (γ) равен числу, которое показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на десять градусов:
Химическое равновесие
*Закон действующих масс для химического равновесия: в состоянии равновесия отношение произведения молярных концентраций продуктов в степенях, равных
их стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций реагентов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, при постоянной температуре есть величина постоянная (концентрационная константа равновесия).
В состоянии химического равновесия для обратимой реакции:
аА + bВ + … ↔ dD + fF + …
Кc = [D] d • [F]f …/ [А]а • [В]b …
*Смещение химического равновесия в сторону образования продуктов
1) Увеличение концентрации реагентов;
2) уменьшение концентрации продуктов;
3) увеличение температуры (для эндотермической реакции);
4) уменьшение температуры (для экзотермической реакции);
5) увеличение давления (для реакции, идущей с уменьшением объема);
6) уменьшение давления (для реакции, идущей с увеличением объема).
Обменные реакции в растворе
Электролитическая диссоциация – процесс образования ионов (катионов и анионов) при растворении в воде некоторых веществ.
При электролитической диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислоты, например:
HNO3 = Н+ + NO3¯
При электролитической диссоциации оснований образуются катионы металла и гидроксид-ионы, например:
NaOH = Na+ + ОН¯
При электролитической диссоциации солей (средних, двойных, смешанных) образуются катионы металла и анионы кислоты, например:
NaNO3 = Na+ + NO3¯
KAl(SO4)2 = К+ + Al3+ + 2SO42-
При электролитической диссоциации кислых солей образуются катионы металла и гидроанионы кислоты, например:
NaHCO3 = Na+ + HCO3‾
Некоторые сильные кислоты
HBr, HCl, НСlO4, H2Cr2O7, HI, HMnO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, Н2СrO4
Некоторые сильные основания
RbOH, CsOH, КОН, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2
Степень диссоциации α – отношение количества продиссоциировавших частиц к количеству исходных частиц.
При постоянном объеме:
Классификация веществ по степени диссоциации
Правило Бертолле
Обменные реакции в растворе протекают необратимо, если в результате образуется осадок, газ, слабый электролит.
Примеры молекулярных и ионных уравнений реакций
1. Молекулярное уравнение: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
«Полное» ионное уравнение: Сu2+ + 2Сl¯ + 2Na+ + 2OH¯ = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Сl¯
«Краткое» ионное уравнение: Сu2+ + 2OН¯ = Cu(OH)2↓
2. Молекулярное уравнение: FeS(T) + 2HCl = FeCl2 + H2S↑
«Полное» ионное уравнение: FeS + 2Н+ + 2Сl¯ = Fe2+ + 2Сl¯ + H2S↑
«Краткое» ионное уравнение: FeS (T) + 2H+ = Fe2+ + H2S↑
3. Молекулярное уравнение: 3HNO3 + K3PO4 = Н3РO4 + 3KNO3
«Полное» ионное уравнение: 3Н+ + 3NO3¯ + ЗК+ + PO43– = Н3РO4 + 3K+ + 3NO3¯
«Краткое» ионное уравнение: 3Н+ + PO43– = Н3РO4
*Водородный показатель
(рН) рН = – lg[H3O+] = 14 + lg[OH¯]
*Интервал рН для разбавленных водных растворов
рН 7 (нейтральная среда)
Примеры обменных реакций
Реакция нейтрализации – обменная реакция, протекающая при взаимодействии кислоты и основания.
1. Щелочь + сильная кислота: Ва(OН)2 + 2НСl = ВаСl2 + 2Н2O
Ва2+ + 2OН¯ + 2Н+ + 2Сl¯ = Ва2+ + 2Сl¯ + 2Н2O
Н+ + ОН¯ = Н2O
2. Малорастворимое основание + сильная кислота: Сu(ОН)2(т) + 2НСl = СuСl2 + 2Н2O
Сu(ОН)2 + 2Н+ + 2Сl¯ = Сu2+ + 2Сl¯ + 2Н2O
Сu(ОН)2 + 2Н+ = Сu2+ + 2Н2O
*Гидролиз – обменная реакция между веществом и водой без изменения степеней окисления атомов.
1. Необратимый гидролиз бинарных соединений:
Mg3N2 + 6Н2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3
2. Обратимый гидролиз солей:
а) Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты:
NaCl = Na+ + Сl¯
Na+ + Н2O ≠ ;
Сl¯ + Н2O ≠
гидролиз отсутствует; среда нейтральная, рН = 7.
б) Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты:
Na2S = 2Na+ + S2-
Na+ + H2O ≠
S2– + Н2O ↔ HS¯ + ОН¯
гидролиз по аниону; среда щелочная, рН >7.
в) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом сильной кислоты:
ZnCl2 = Zn2+ + 2Сl¯
Сl¯ + H2O ≠
Zn2+ + Н2O ↔ ZnOH+ + Н+
гидролиз по катиону; среда кислотная, рН < 7.
г) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом слабой кислоты:
NH4(CH3COO) = NH4+ + СН3СОО¯
NH4+ + Н2O ↔ NH3 + Н3O+
СН3СОО¯ + Н2O ↔ СН3СООН + ОН¯
гидролиз по катиону и аниону; среда нейтральная, слабо кислотная или слабо щелочная, рН 7, < 7 или >7.
*Среда в растворах кислых солей
1 . Гидрокарбонат-ион:
НСО4¯ + Н2O ↔ Н2СO3 + ОН¯
среда щелочная.
2. Гидроортофосфат-ион:
НРO42– + Н2O ↔ Н2РO4¯ + ОН¯
среда щелочная.
3. Дигидроортофосфат-ион:
Н2РO4¯ + Н2O ↔ НРO42– + Н3O+
среда кислотная.
4. Гидросульфид-ион:
HS¯ + Н2O ↔ H2S + ОН¯
среда щелочная.
5. Гидросульфит-ион:
HSO3¯ + Н2O ↔ SO32– + Н3O+
среда кислотная.
6. Гидросульфат-ион:
HSO4¯ + Н20 = SO42– + Н3O+
среда кислотная.
Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) протекают с изменением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов.
Степень окисления – условный заряд атома элемента, который рассчитывают, исходя из предположения ионного строения вещества.
Для молекулы сумма степеней окисления атомов равна нулю.
Для сложного иона сумма степеней окисления атомов равна заряду иона.
Степени окисления более электроотрицательных элементов отрицательны.
Степени окисления менее электроотрицательных элементов положительны.
Высшие и низшие степени окисления элементов 2-го и 3-го периодов в химических соединениях
Характеристика окислителя и восстановителя
Окислитель принимает электроны, восстанавливается, степень окисления атома-окислителя понижается.
Восстановитель отдает электроны, окисляется, степень окисления атома-восстановителя повышается.
Восстановленные формы некоторых окислителей
HNO3(конц.):
NO3¯ => NO2(г)
HNO3(разб.):
NO3¯ => NO(г)
HNO3(oч. разб.):
NO3¯ => NO4+
Перманганат-ион:
MnO4¯ => Мn2+ (среда кислотная)
МnO4¯ => МnO2 (среда нейтральная)МnO4¯ => МnO42– (среда щелочная)
Дихромат-ион: Cr2O72– => Сr3+ (среда кислотная)
Хромат-ион:
CrO42– => [Сг(ОН)6]3– (среда щелочная)*Типы окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные (окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ):
Сu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2Н2O
Внутримолекулярные (окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества):
2КСlO3 = 2КСl + 3O2 (катализатор)
Дисмутация (атом одного и того же элемента и окисляется, и восстанавливается):
Сl2 + Н2O ↔ НСl + НСlO
Конмутация (атомы одного и того же элемента с разными степенями окисления приобретают одинаковую степень окисления):
NH4Cl + KNO2 = N2 + 2H2O + KClЭлектрохимический ряд напряжений металлов (ЭХРН)
Восстановительные свойства металлов убывают в ряду слева направо:
*Ряд неметаллов
Окислительные свойства неметаллов увеличиваются в ряду слева направо:
Примеры окислителей и восстановителей
Окислители: FeCl3, H2SO4, HNO3, K2Cr2O7, KClO3, KMnO4, O2, F2.
Окислители и восстановители: S и другие неметаллы, SO2, KNO2, НСl, Н2O2.
Восстановители: Аl, Са и другие металлы, H2S и сульфиды, K2SO3, KI, NH3.Метод электронного баланса
1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления, и записывают их отдельно:
Мn O2 + K N O3 + КОН → К2 Мn O4 + K N O2+…
2. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда:
MnIV – 2е¯ = MnVI
NV + 2e¯ = NIII
3. Находят наименьшее общее кратное числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакции так, чтобы суммарное число принятых и отданных электронов стало равным нулю:
4. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции:
МnO2 + KNO3 + КОН → К2МnO4 + KNO2 +…
5. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами:
МnO2 + KNO3 + 2KOH = K2MnO4 + KNO2 + Н2O*Метод электронно-ионного баланса
1. Записывают молекулярное уравнение реакции:
КМnO4 + H2S(г) + H2S04(разб.) →
2. Записывают ионы окислителя, восстановителя и среды (для слабых электролитов, твердых веществ и газов – молекулы):
МnO4¯ + H2S + Н+ →
3. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, учитывая формы частиц, в виде которых участники реакции находятся в растворе, и соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда:
МnO4¯ + 8H+ + 5е¯ = Мn2+ + 4Н2O
H2S – 2е¯ = S + 2Н+
4. Подбирают дополнительные множители:
5. Составляют ионное уравнение реакции:
2MnO4¯ + 6H+ + 5H2S = 2Мn2+ + 5S + 8Н2O
6. Переносят полученные коэффициенты в молекулярное уравнение и подбирают коэффициенты для веществ, отсутствующих в ионном уравнении:
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O
При составлении уравнений полуреакций следует использовать молекулы воды и катионы водорода (в кислотной среде):
[НI] = Н+; [O-II] + 2Н+ = Н2O
или гидроксид-ионы (в щелочной среде): [НI] + ОН¯ = Н2O; [O-II] + Н2O = 2OН¯.
Классы неорганических веществ
Характер гидроксидов и соответствующих оксидов
Оснóвные
Гидроксиды: КОН; Ва(ОН)2
Оксиды: К2O; ВаО
Амфотерные
Гидроксиды: Zn(OH)2; Al(OH)3
Оксиды: ZnO: Al2O3
Кислотные
Гидроксиды (кислородсодержащие кислоты): H2SO4; HNO3
Оксиды: SO3; N2O5
Кислотный гидроксид (оксид) + основный гидроксид (оксид) = соль
Классификация солей
Средние: CaSO4; Na3PO4; K2CO3
Кислые: Ca(HSO4)2. NaH2PO4; Na2HPO4
Основные: Cu2CO3(OH)2; AlSO4(OH)
Двойные: KAl(SO4)2; Fe(NH4)2(SO4)2
Смешанные: Na3CO3(HCO3); Na2IO3(NO3)
Примеры бинарных соединений
Несолеобразующие оксиды: NO, CO
Бескислородные соли: КСl, NaI
Двойные оксиды: (FeIIFe2III)O4 или Fe3O4
Бескислородные кислоты: НСl, НВr
Другие соединения, не являющиеся оксидами, гидроксидами, солями: CS2, NH3
Неорганическая химия
Водород и вода
Общая характеристика водорода
Водород – самый распространенный элемент Вселенной.
Химический символ – Н
*Электронная формула – 1s1
Степень окисления – +I, -I
Простое вещество – Н2
Способы получения водорода
В промышленности:
1) разложение воды под действием постоянного тока в присутствии сильного электролита:
2Н2O (электролиз) → 2Н2↑(катод) + O2↑(анод);
2) взаимодействие углерода с водой:
Н2O + С (кокс) = СО + Н2↑ (800-1000 °С).
В лаборатории:
1) взаимодействие металлов (см. ЭХРН) с кислотами (кроме азотной и концентрированной серной кислот):
Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑
2) взаимодействие амфотерных металлов с водой в щелочной среде:
2Н2O + 2NaOH + Zn = Na2[Zn(OH)4] + Н2↑
3) взаимодействие металлов с водой:
2Н2O + 2Li = 2LiOH + Н2↑
4Н2O (пар) + 3Fe = (FeIIFe2III)O4 + 4Н2↑
4) реакция конмутации гидридов металлов с водой:
2Н2O + СаН2 = Са(ОН)2 + 2Н2↑
Химические свойства водорода
Водород – восстановитель:
1) с кислородом:
2Н2 + O2 = 2Н2O
2) с оксидами металлов:
СuО + Н2 = Сu + Н2O
3) с неметаллами:
Н2 + Сl2 = 2НСl
Н2 + S = H2S
Водород – окислитель:
с металлами:
Н2 + 2Na = 2NaH
Вода – важнейшее соединение водорода.
Химические свойства воды
Вода – окислитель:
1) с активными металлами в обычных условиях:
2Н2O + 2Na = 2NaOH + Н2↑
2) с менее активными металлами при высоких температурах:
Н2O + Zn = ZnO + Н2↑
Вода образует:
3) с оксидами активных металлов – основания:
К2O + Н2O = 2КОН
4) с оксидами неметаллов – кислоты:
Н2O + SO3 = H2SO4
Важнейшие элементы IA-IIIA-групп (металлы)
IA– группа (щелочные элементы)
* Электронные формулы атомов:
литий Li [He]2s1, натрий Na [Ne]3s1, калий К [Ar]4s1.
Получение: электролиз расплава, например:
2NаСl(ж) → 2Na (катод) + Сl2↑(анод)
IIА-группа
* Электронные формулы атомов:
магний Mg [Ne]3s2, кальций (щелочноземельный элемент) Са [Ar]4s2.
Получение: электролиз расплава, например:
МgСl2(ж) → Mg (катод) + Сl2↑(анод)
Химические свойства щелочных металлов, магния и кальция
Реакции с неметаллами:
1) с галогенами → галогенид металла:
2Li + Br2 = 2LiBr
2) с серой → сульфид металла:
2Na + S = Na2S
3) с водородом → гидрид металла:
2К + Н2 = 2КН
4) с кислородом → оксид металла (Li2O, MgO, CaO), пероксид металла (Na2O2), надпероксид металла (КO2).
Реакции со сложными веществами:
1) с кислотами-неокислителями → соль металла + водород:
Mg + H2SO4 (разб.) = MgSO4 + H2↑
2) с водой → гидроксид металла + водород:
Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2↑
Основные свойства оксидов щелочных металлов
Реагируют:
1) с водой:
Li 2O + Н2O = 2LiОН
2) с кислотными оксидами:
К2O + SO2 = K2SO3
3) с кислотами:
3Na2O + 2Н3РO4 = 2Na3PO4 + ЗН2O
Основные свойства гидроксидов щелочных металлов
В водном растворе – сильные основания (щелочи)
КОН = К+ + ОН¯
Реагируют:
2) с кислотными оксидами:
2NaOH + СO2 = Na2CO3 + Н2O
3) с кислотами:
LiOH + НВr = LiBr + Н2O (нейтрализация)
Основные свойства оксидов магния и кальция
Реагируют:
1) с водой:
СаО + Н2O = Са(ОН)2
2) с кислотными оксидами:
MgO + SO3 = MgSO4
3) с кислотами:
СаО + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O
Основные свойства гидроксидов магния и кальция
В воде – малорастворимы, Са(ОН)2 в разбавленных растворах – сильное основание:
Са(ОН)2 = Са2+ + 2OН¯
Реагируют:
1) с кислотными оксидами:
Mg(OH)2 + N2O5 = Mg(NO3)2 + H2O
2) с кислотами:
Са(ОН)2 + 2НСl = СаСl2 + 2Н2O (нейтрализация)
IIIА-группа
*Электронная формула атома алюминия:
Al [Ne]3s23p1.
Получение:
электролиз Аl2O3 в расплаве Na3[AlF6]
2Аl2O3 → 4Аl(катод) + 3O2↑(анод) (900 °C)
Химические свойства алюминия – амфотерного элемента
Реакции с неметаллами:
1) с галогенами: 2Аl + 3I2 = 2АlI3
2) с серой: 2Аl + 3S = Al2S3
3) с кислородом: 4Аl + 3O2 = 2Аl2O3
Реакции со сложными веществами:
1) с водой:
2Аl (+Hg) + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑
2) с кислотами-неокислителями:
2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2
3) *со щелочами в водном растворе:
2Аl + 6Н2O + 2NaOH = = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2↑
и расплаве:
2Аl + 2(NaOH • Н2O) = 2NaAlO2 + ЗН2↑
*Амфотерные свойства оксида алюминия
В воде практически нерастворим. Реагирует:
1) с кислотными оксидами:
Аl2O3 + 3N2O5 = 2Al(NO3)3 (40 °C)
2) с кислотами:
Аl2O3 + 6НСl (конц., гор.) = 2АlСl3 + ЗН2O
3) со щелочами в водном растворе:
Аl2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2O = 2Na[Al(OH)4]
и расплаве (1000 °C):
Аl2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2O
*Амфотерные свойства гидроксида алюминия
В воде практически нерастворим.
Реагирует:
1) с кислотами:
2Аl(ОН)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2O
2) со щелочами в водном растворе:
Аl(ОН)3 + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4]
и расплаве (1000 °C):
Аl(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2Н2O
Важнейшие элементы-неметаллы IVA-группы
* Электронные формулы атомов:
углерод С [He] 2s22p 2, кремний Si [Ne] 3s23p 2.
Аллотропные модификации углерода
1) Алмаз – бесцветные прозрачные кристаллы, имеющие атомную кристаллическую решетку, состоящую из тетраэдров.
2) Графит – серо-черные непрозрачные кристаллы, состоящие из слоев шестиугольников.
3) Карбин – бесцветные прозрачные кристаллы, состоящие из линейных макромолекул.
4) Фуллерен – темно-красные прозрачные кристаллы, состоящие из молекул: С60 или С70 (полые сферы).
Химические свойства углерода (графита)
Реагирует при высоких температурах:
1) с водородом как окислитель:
2С + Н2 = С2Н2
2) с металлами как окислитель:
2С + Са = СаС2
3) с кислородом как восстановитель:
С + O2 = СO2 (сжигание на воздухе)
4) с водой (1000 °C):
С + Н2O(пар) ↔ СО + Н2
5) с оксидами металлов:
С + 2РЬО = 2РЬ + СO2
*Химические свойства аморфного кремния
Реагирует:
1) с кислородом: Si + O2 = SiO2 (1200 °C)
2) с галогенами: Si + 2F2 = SiF4
3) с водой (500 °C): Si + 2Н2O (пар) = SiO2 + 2Н2
4) со щелочами в водном растворе: Si + 4NaOH(конц.) = Na4SiO4 + 2H2↑
*Образование и свойства оксида углерода(II)
В промышленности:
1) получение генераторного газа:
С + O2 = СO2;
СO2 + С = 2СО (1000°)
2) получение водяного газа:
С + Н2O = СО + Н2 (1000 °С)
В лаборатории:
действие H2SO4(конц.) на муравьиную кислоту:
НСOOН = Н2O + СO
При неполном сгорании топлива:
1) в печах: 2С + O2 = 2СО
2) в двигателях внутреннего сгорания:
С8Н16 + 8O2 = 8СО + 8Н2O
Сильный восстановитель:
1) сжигание на воздухе:
2СО + O2 = 2СO2
2) определение в воздухе:
5СО + I2O5 = 5СO2 + I2
*Образование оксида углерода(IV)
При горении углеродсодержащих веществ (сжигание топлива):
1) С + O2 = СO2
2) СН4 + 2O2 = СO2 + 2Н2O
В промышленности:
3) СаСO3 = СаО + СO2↑
В лаборатории:
4) СаСO3 + 2HCl = СаСl2 + СO2↑ + Н2O
При медленном окислении (дыхание, гниение, брожение):
5) органические вещества + O2 → СO2 + Н2O
Реакции оксида углерода(IV)
Обменные:
1) с водой (оксид и кислота мало растворимы в воде):
СO2 + Н2O ↔ Н2СO3
2) с основаниями:
СO2 + NaOH = NaHCO3
СO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
СO2 + Са(ОН)2 = CaCO3↓ + Н2O
3) с основными оксидами:
СO2 + СаО = СаСO3
4) с карбонатами:
СаСO3 + СO2 + Н2O = Са(НСO3)2
Окислительно-восстановительные:
1) с металлами: СO2 + 2Mg = 2MgO + С
2) с неметаллами: СO2 + С = 2СО
*Реакции оксида кремния(IV)
Реагирует при сплавлении:
1) с основаниями:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
2) с основными оксидами:
SiO2 + СаО = CaSiO3
3) с карбонатами:
SiO2 + СаСО3 = CaSiO3 + СO2↑
В воде SiO2 нерастворим и с водой не взаимодействует.
Свойства солей угольной кислоты
Карбонаты реагируют:
1) с солями:
Na2CO3 + СаСl2 = CaCO3↓ +2NaCl
2) с кислотами:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + СO2↑
3) с диоксидом углерода:
MgCO3 + СO2 + Н2O = Mg(HCO3)2
Разлагаются при прокаливании:
4) СаСО3 = СаО + СO2↑
Растворимые соли гидролизуются:
5) Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
CO32– + H2O ↔ HCO3¯ + OH¯ щелочная среда
Не взаимодействуют с основаниями.
Гидрокарбонаты реагируют:
1) с солями:
2NH4HCO3 + ВаСl2 = = BaCO3l + 2NH4Cl + H2O + СO2↑
2) с основаниями:
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
3) с кислотами:
КНСО3 + НСl = КСl + Н2O + СO2↑
Разлагаются при кипячении раствора:
4) Са(НСO3)2 = СаСО3↓ + Н2O + СO2↑
В водном растворе гидролизуются:
5) NaHCO3 = Na+ + HCO3¯
НСО3¯ + Н2O ↔ Н2СO3 + ОН¯ щелочная среда
Не реагируют с диоксидом углерода.
*Свойства солей кремниевой кислоты
Силикаты реагируют:
1) с солями:
Na2SiO3 + СаСl2 = CaSiO3↓ + 2NaCl
2) с кислотами:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
3) с диоксидом углерода в водном растворе:
Na2SiO3 + Н2O + СO2 = = H2SiO3↓ + Na2CO3
В водном растворе гидролизуются:
4) гидролиз растворимых солей:
Na2SiO3 = Na+ + SiO32-
SiO32– + H2O ↔ HSiO3¯ + OH¯ щелочная среда
He реагируют с основаниями. Не разлагаются при нагревании.
Важнейшие элементы-неметаллы VA-группы
*Электронные формулы атомов: азот N [He] 2s22p3 ; фосфор Р [Ne] 3s23p3 .
Простые вещества
Азот N2 – газообразное вещество, входит в состав воздуха.
Белый фосфор Р4 – твердое вещество.
Красный фосфор Рп – твердое вещество.
*Получение азота
В промышленности:
перегонка жидкого воздуха.
В лаборатории:
термическое разложение нитрита аммония:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
*Получение белого фосфора
В промышленности:
восстановление фосфатов углем
2Са3(РO4)2 + С (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + Р4 + 10CО (1000 °C)
Химические свойства азота
Реагирует как окислитель:
1) с водородом
(промышленное получение аммиака):
N2 + ЗН2 ↔ 2NH3 (500 °С, р, кат. Fe, Pt)
2) с металлами
N2 + 3Mg = Mg3N2 (на воздухе, 800 °C)
Реагирует как восстановитель:
3) с кислородом:
N2 + O2 ↔ 2NO
(идет в малой степени даже под действием электрического разряда!)
*Химические свойства фосфора
Реагирует как окислитель:
1) с водородом:
Р4 + 6Н2 ↔ 4РН3 (300 °C, р)
2) с металлами:
2Р (красный) + ЗСа = Са3Р2 (300 °C)
Реагирует как восстановитель:
3) с кислородом (сгорание на воздухе):
4Р(красный) + 5O2 = 2Р2O5 (300 °С)
Получение аммиака в лаборатории
2NH4Cl(т) + Са(ОН)2(т) = 2NH3↑ + СаСl2 + 2Н2O (200 °C)
Химические свойства аммиака
Обменные реакции:
слабое основание в водном растворе:
NH3 + Н2O ↔ NH4+ + ОН¯ щелочная среда
2) с хлороводородом в газовой фазе и в водном растворе:
NH3 + HCl = NH4Cl
3) с кислотами:
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
Окислительно-восстановительные реакции:
1) 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (сгорание)
2) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление)
*Свойства солей аммония
1. Гидролиз:
(NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-
2NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ кислотная среда
2. Термическое разложение:
NH4Cl = NH3 + НСl
NH4NO3 = N2O + 2H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Важнейшие оксиды азота и фосфора
Несолеобразующие: N2O (условная степень окисления +1); NIIO; NIVO2.
Кислотные: N2IIIO3; N2IVO5; P2VO5.
Получение азотной кислоты
В промышленности (по стадиям):
1) 4NH3 +5O2 = 4NO +6Н2O (кат. Pt, Rh)
2) 2NO + O2 = 2NO2
3) 4NO2 + 2Н2O + O2 = 4HNO3
В лаборатории при нагревании:
NaNO3(т) + H2S04(конц.) = NaHSO4 + HNO3↑
Химические свойства азотной кислоты
Обменные реакции:
1) электролитическая диссоциация:
HNO3 = Н+ + NO3¯
2) с оксидами металлов:
2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O
3) с основаниями:
2HNO3 + Mg(OH)2 = Mg(NO3)2 + 2H2O
4) с солями:
2HNO3 + К2СO3 = 2KNO3 + СO2↑+ Н2O
Окислительно-восстановительные реакции:
1) разложение на свету:
4HNO3 = 4NO2 + 2Н2O + O2↑
2) с металлами:
2HNO3(конц.) + Ag = AgNO3 + NO2↑ + Н2O
8HNO3(разб.) + Сu = Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
10HNO3(разб.) + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
2HNO3(разб.) + 5Sn = 5Sn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O (медленно)
30HNO3(оч. разб.) + 8Аl = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
3) с неметаллами:
4HNO3(конц.) + С = СO2↑ + 4NO2↑ + 2Н2O
5HNO3(конц.) + Р = Н3РO4 + 5NO2↑ + Н2O
