Какие неметаллы реагируют с щелочью, а какие – нет? Характерные химические свойства щелочных металлов Щелочь неметалл

Взаимодействие с водой

Многие неметаллы взаимодействуют с водой с образованием оксидов (и/или других соединений). Реакции идут при сильном нагревании.

С + H 2 O → CO + H 2

6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (бороксин)+ 3H 2

4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2

3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2

Галогены при взаимодействии с водой диспропорционируют (образуют из соединения с одной степенью окисления соединения с различными степенями окисления)- кроме F 2 . Реакции идут при комнатной температуре.

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO

Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO

2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2

Взаимодействие с неметаллами

Взаимодействие с кислородом.

Большинство неметаллов (кроме галагенов, благородных газов) взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов, а при определенных условиях (температура, давление, катализаторы) – высших оксидов.

N 2 + O 2 → 2NO (реакция идет при температуре 2000°C или в электрической дуге)

С + O 2 → СO 2

4B + 3O 2 → 2B 2 O 3

S + O 2 → SO 2

Взаимодействие с фтором

Большинство неметаллов (кроме N 2 , С (алмаз), некоторые благородные газы) взаимодействуют с фтором с образованием фторидов.

O 2 +2F 2 → 2OF 2 (при пропускание электрического тока)

C + 2F 2 → CF 4 (при температуре 900°C)

S +3F 2 → SF 6

2.3 Взаимодействие с галогенами (Cl 2 , Br 2)

C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие галогениды (хлориды и бромиды).

2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

2S + Br 2 → S 2 Br 2

2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (сжигание в атмосфере хлора)

Cl 2 + Br 2 → 2BrCl

Cl 2 + I 2 → 2ICl (нагрев до 45°C))

Br 2 + I 2 → 2IBr

Взаимодействие с оксидами

Углерод и кремний восстанавливают металлы и неметаллы из их оксидов. Реакции идут при нагревании.

SiO 2 +C=CO 2 +Si

MnO2 + Si → Mn + SiO 2.

Взаимодействие со щелочами

Большинство неметаллов (кромеF 2 , Si) диспропорционируют при взаимодействии со щелочами. Благородные газы, O 2 , N 2 и некоторые другие металлы не взаимодействуют со щелочами

Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO

3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (при нагревании)

3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (присплавлении)

P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3

Si +2NaOH+ H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2

Взаимодействие с кислотами-окислителями

Все неметаллы (кроме галогенов, благородных газов, N 2 , O 2 , Si) взаимодействуют с кислотами – окислителями с образованием соответсвующей кислородсодержащей кислоты (или оксида).

C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 +2H 2 O

B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2

S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Взаимодействие с солями

Более электроотрицательный галоген вытесняет менее электроотрицательный реагент из его соли или водородного соединения

2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2

Химические свойства неоксидных бинарных соединений различно. Большинство из них (кроме галогенидов) при взаимодействии с кислородом образуют два оксида (в случае аммиака необходимо использовать катализаторы).

Химические свойства основных оксидов

Взаимодействие с водой

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием растворимых (малорастворимых) соединений – щелочи

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Взаимодействие с оксидами

Основные оксиды взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4

CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (сплавление)

Взаимодействие с кислотами

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами

CaO + 2HCl→ CaCl 2 + H 2 O

FeO + 2HCl→ FeCl 2 + H 2 O

Основные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях

FeO + 4HNO 3 →Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

2MnO + O 2 → 2MnO 2

Химические свойства амфотерных оксидов

Взаимодействие с оксидами

Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными, кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.

Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2

3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3

ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (сплавление)

Взаимодействие с кислотами и основаниями

Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и кислотами

6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при нагревании)

Взаимодействие с солями

Малолетучие амфотерные оксиды вытесняют более летучие кислые оксиды из их солей

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

Окислительно – восстановительные реакции

Амфотерные оксиды элементов с переменной степенью окисления могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях.

MnO 2 + 4HCl→ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой

Большинство кислотных оксидов растворяется в воде с образованием соответствующей кислоты (оксиды металлов с высшими степенями окисления и SiO 2 не растворяются в воде).

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4

Взаимодействие с оксидами

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием солей.

Разделение оснований на группы по различным признакам представлено в таблице 11.

Таблица 11
Классификация оснований

Все основания, кроме раствора аммиака в воде, представляют собой твёрдые вещества, имеющие различную окраску . Например, гидроксид кальция Са(ОН) 2 белого цвета , гидроксид меди (II) Сu(ОН) 2 голубого цвета , гидроксид никеля (II) Ni(OH) 2 зелёного цвета , гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 красно-бурого цвета и т. д.

Водный раствор аммиака NH 3 Н 2 O, в отличие от других оснований, содержит не катионы металла, а сложный однозарядный катион аммония NH - 4 и существует только в растворе (этот раствор вам известен под названием нашатырного спирта). Он легко разлагается на аммиак и воду:

Однако, какими бы разными ни были основания, все они состоят из ионов металла и гидроксогрупп, число которых равно степени окисления металла.

Все основания, и в первую очередь щёлочи (сильные электролиты), образуют при диссоциации гидроксид-ионы ОН - , которые и обусловливают ряд общих свойств : мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов (лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина), взаимодействие с другими веществами.

Типичные реакции оснований

Первая реакция (универсальная) была рассмотрена в § 38.

Лабораторный опыт № 23
Взаимодействие щелочей с кислотами

H + + ОН - = Н 2 O.

Проведите реакции, уравнения которых вы составили. Вспомните, какие вещества (кроме кислоты и щёлочи) необходимы для наблюдения за этими химическими реакциями.

Вторая реакция протекает между щелочами и оксидами неметаллов, которым соответствуют кислоты, например,

Соответствует

При взаимодействии оксидов с основаниями образуются соли соответствующих кислот и вода:

Рис. 141.
Взаимодействие щёлочи с оксидом неметалла

Лабораторный опыт № 24
Взаимодействие щелочей с оксидами неметаллов

Повторите опыт, который вы проделывали раньше. В пробирку налейте 2-3 мл прозрачного раствора известковой воды.

Поместите в неё соломинку для сока, которая выполняет роль газоотводной трубки. Осторожно пропускайте через раствор выдыхаемый воздух. Что наблюдаете?

Запишите молекулярное и ионное уравнения реакции.

Рис. 142.
Взаимодействие щелочей с солями:
а - с образованием осадка; б - с образованием газа

Третья реакция является типичной реакцией ионного обмена и протекает только в том случае, если в результате образуется осадок или выделяется газ, например:

Лабораторный опыт № 25
Взаимодействие щелочей с солями

Нагрейте содержимое 1-й пробирки и определите по запаху один из продуктов реакции.

Сформулируйте вывод о возможности взаимодействия щелочей с солями.

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например:

Fe(OH) 2 = FeO + Н 2 O.

Лабораторный опыт № 26
Получение и свойства нерастворимых оснований

В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата или хлорида меди (II). В каждую пробирку добавьте по 3-4 капли раствора гидроксида натрия. Опишите образовавшийся гидроксид меди (II).

Примечание . Оставьте пробирки с полученным гидроксидом меди (II) для проведения следующих опытов.

Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции».

Добавьте в одну из пробирок с полученным в предыдущем опыте гидроксидом меди (II) 1-2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете?

Используя пипетку, поместите 1-2 капли полученного раствора на стеклянную или фарфоровую пластину и, используя тигельные щипцы, осторожно выпарьте его. Рассмотрите образующиеся кристаллы. Отметьте их цвет.

Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «участие катализатора» и «обратимость химической реакции ».

Нагрейте одну из пробирок с полученным ранее или выданным учителем гидроксидом меди () (рис. 143). Что наблюдаете?

Рис. 143.
Разложение гидроксида меди (II) при нагревании

Составьте уравнение проведённой реакции, укажите условие её протекания и тип реакции по признакам «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «выделение или поглощение теплоты» и «обратимость химической реакции».

Ключевые слова и словосочетания

Классификация оснований.
Типичные свойства оснований: взаимодействие их с кислотами, оксидами неметаллов, солями.
Типичное свойство нерастворимых оснований: разложение при нагревании.
Условия протекания типичных реакций оснований.

Работа с компьютером

Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

1. Металл + Неметалл. В данное взаимодействие не вступают инертные газы. Чем выше электроотрицательность неметалла, тем с большим числом металлов он будет реагировать. Например, фтор реагирует со всеми металлами, а водород – только с активными. Чем левее в ряду активности металлов находится металл, тем с большим числом неметаллов он может реагировать. Например, золото реагирует только с фтором, литий – со всеми неметаллами.

2. Неметалл + неметалл. При этом более электроотрицательный неметалл выступает окислителем, менее ЭО – восстановителем. Неметаллы с близкой электроотрицательностью плохо взаимодействуют между собой, например, взаимодействие фосфора с водородом и кремния с водородом практически не возможно, так как равновесие этих реакций смещено в сторону образования простых веществ. Не реагируют с неметаллами гелий, неон и аргон, остальные инертные газы в жестких условиях могут реагировать с фтором.
Не взаимодействуют кислород с хлором, бромом и йодом. Со фтором кислород может реагировать при низких температурах.

3. Металл + кислотный оксид. Металл восстанавливает неметалл из оксида. После этого избыток металла может реагировать с получившимся неметаллом. Например:

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (при недостатке магния)

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (при избытке магния)

4. Металл + кислота. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами с выделением водорода.

Исключение составляют кислоты – окислители (серная концентрированная и любая азотная), которые могут реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода, в реакциях не выделяется водород, а получается вода и продукт восстановления кислоты.

Нужно обратить внимание на то, что при взаимодействии металла с избытком многоосновной кислоты может получиться кислая соль: Mg +2 H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2 .

Если продуктом взаимодействия кислоты и металла является нерастворимая соль, то металл пассивируется, так как поверхность металла защищается нерастворимой солью от действия кислоты. Например, действие разбавленной серной кислоты на свинец, барий или кальций.

5. Металл + соль. В растворе в данную реакцию вступают металл, стоящий в ряду напряжений правее магния, включая сам магний, но левее металла соли. Если металл активнее магния, то он реагирует не с солью, а с водой с образованием щелочи, которая в дальнейшем реагирует с солью. При этом исходная соль и получающаяся соль должны быть растворимыми. Нерастворимый продукт пассивирует металл.

Однако, из этого правила бывают исключения:

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Так как железо имеет промежуточную степень окисления, то его соль в высшей степени окисления легко восстанавливается до соли в промежуточной степени окисления, окисляя даже менее активные металлы.

В расплавах ряд напряжений металлов не действует. Определить, возможна ли реакция между солью и металлом, можно только с помощью термодинамических расчетов. Например, натрий может вытеснить калий из расплава хлорида калия, так как калий более летучий: Na + KCl = NaCl + K (эту реакцию определяет энтропийный фактор). С другой стороны алюминий получали вытеснением из хлорида натрием: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Этот процесс экзотермический, его определяет энтальпийный фактор.

Возможен вариант, что соль при нагревании разлагается, и продукты ее разложения могут реагировать с металлом, например нитрат алюминия и железо. Нитрат алюминия разлагается при нагревании на оксид алюминия, оксид азота (IV ) и кислород, кислород и оксид азота будут окислять железо:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Металл + основный оксид. Также, как и в расплавах солей, возможность этих реакций определяется термодинамически. В качестве восстановителей часто используют алюминий, магний и натрий. Например: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (рубидий летучий, энтальпийный фактор).

8. Неметалл + основание. Как правило, реакция идет между неметаллом и щелочью.Не все неметаллы могут реагировать с щелочами: нужно помнить, что в это взаимодействие вступают галогены (по-разному в зависимости от температуры), сера (при нагревании), кремний, фосфор.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (в горячем растворе)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):

СО 2 + С = 2СО;

2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Если получившийся неметалл может реагировать с металлом, использованным в качестве восстановителя, то реакция пойдет дальше (при избытке углерода) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si С

2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):

2С O + O 2 = 2СО 2 .

С O + Cl 2 = СО Cl 2 .

2 NO + O 2 = 2 N О 2 .

10. Кислотный оксид + основный оксид . Реакция идёт, если получающаяся соль в принципе существует. Например, оксид алюминия может реагировать с серным ангидридом с образованием сульфата алюминия, но не может реагировать с углекислым газом, так как соответствующей соли не существует.

11. Вода + основный оксид . Реакция возможна, если образуется щелочь, то есть растворимое основание (или мало растворимое, в случае кальция). Если основание нерастворимое или мало растворимое, то идёт обратная реакция разложения основания на оксид и воду.

12. Основный оксид + кислота . Реакция возможна, если образующаяся соль существует. Если получающаяся соль нерастворима, то реакция может пассивироваться из-за перекрытия доступа кислоты к поверхности оксида. В случае избытка многоосновной кислоты возможно образование кислой соли.

13. Кислотный оксид + основание . Как правило, реакция идет между щелочью и кислотным оксидом. Если кислотный оксид соответствует многоосновной кислоте, может получиться кислая соль: CO 2 + KOH = KHCO 3 .

Кислотные оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми основаниями.

Иногда с нерастворимыми основаниями реагируют оксиды, соответствующие слабым кислотам, при этом может получиться средняя или основная соль (как правило, получается менее растворимое вещество): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O .

14. Кислотный оксид + соль. Реакция может идти в расплаве и в растворе. В расплаве менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий. В растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет оксид, соответствующий более слабой кислоте. Например, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , в прямом направлении эта реакция идет в расплаве, углекислый газ более летучий, чем оксид кремния; в обратном направлении реакция идет в растворе, угольная кислота сильнее кремниевой, к тому же оксид кремния выпадает в осадок.

Возможно соединение кислотного оксида с собственной солью, например, из хромата можно получить дихромат, и сульфата – дисульфат, из сульфита – дисульфит:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Для этого нужно взять кристаллическую соль и чистый оксид, или насыщенный раствор соли и избыток кислотного оксида.

В растворе соли могут реагировать с собственными кислотными оксидами с образованием кислых солей: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Вода + кислотный оксид . Реакция возможна, если образуется растворимая или мало растворимая кислота. Если кислота нерастворимая или мало растворимая то идёт обратная реакция разложения кислоты на оксид и воду. Например, для серной кислоты характерна реакция получения из оксида и воды, реакция разложения практически не идёт, кремниевую кислоту нельзя получить из воды и оксида, но она легко разлагается на эти составляющие, а вот угольная и сернистая кислоты могут участвовать как в прямых, так и обратных реакциях.

16. Основание + кислота. Реакция идет, если хотя бы одно из реагирующих веществ растворимо. В зависимости от соотношения реагентов могут получаться средние, кислые и основные соли.

17. Основание + соль. Реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).

18. Соль + кислота. Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).

Сильная кислота может реагировать с нерастворимыми солями слабых кислот (карбонатами, сульфидами, сульфитами, нитритами), при этом выделяется газообразный продукт.

Реакции между концентрированными кислотами и кристаллическими солями возможны, если при этом получается более летучая кислота: например, хлороводород можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия, бромоводород и йодоводород – действием ортофосфорной кислоты на соответствующие соли. Можно действовать кислотой на собственную соль для получения кислой соли, например: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4) 2 .

19. Соль + соль. Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит.

1) соль не существует, потому что необратимо гидролизуется . Это большинство карбонатов, сульфитов, сульфидов, силикатов трехвалентных металлов, а так же некоторые соли двухвалентных металлов и аммония. Соли трехвалентных металлов гидролизуются до соответствующего основания и кислоты, а соли двухвалентных металлов – до менее растворимых основных солей.

Рассмотрим примеры:

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3

H 2 CO 3 разлагается на воду и углекислый газ, вода в левой и правой части сокращается и получается: Fe 2 (CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III ) и карбоната натрия: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:

2CuCO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2 (2)

Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат меди, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие сульфата (II ) и карбоната натрия:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

Представление о современной квантово-механической модели атома. Характеристика состояния электронов в атоме с помощью набора квантовых чисел, их трактовка и допустимые значения

Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней электронами в многоэлектронных атомах. Принцип Паули. Правило Гунда. Принцип минимума энергии.

Энергия ионизации и энергия сродства к электрону. Характер их изменения по периодам и группам периодической системы д.И.Менделеева. Металлы и неметаллы.

Электроотрицательность химических элементов. Характер изменения электроотрицательности по периодам и группам периодической системы д.И.Менделеева. Понятие степени окисления.

Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Общее представление о методе молекулярных орбиталей.

Два механизма образования ковалентной связи: обычный и донорно-акцепторный.

Ионная связь как предельный случай поляризации ковалентной связи. Электростатическое взаимодействие ионов.

11.Металлические связи. Металлические связи как предельный случай делокализации валентных электронных орбиталей. Кристаллические решетки металлов.

12. Межмолекулярные связи. Взаимодействия Ван-дер-Ваальса – дисперсионное, диполь-дипольное, индуктивное). Водородная связь.

13. Основные классы неорганических соединений. Оксиды металлов и неметаллов. Номенклатура этих соединений. Химические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов.

15. Кислоты.Бескислородные и кислородные кислоты. Номенклатура (название кислот). Химические свойства кислот.

16. Соли как продукты взаимодействия кислот и оснований. Типы солей: средние (нормальные), кислые, основные, оксосоли, двойные, комплексные соли. Номенклатура солей. Химические свойства солей.

17. Бинарные соединения металлов и неметаллов. Степени окисления элементов в них. Номенклатура бинарных соединений.

18. Типы химических реакций: простые и сложные, гомогенные и гетерогенные, обратимые и необратимые.

20. Основные понятия химической кинетики. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных процессах.

22. Влияние температуры на скорость химической реакции. Энергия активации.

23. Химическое равновесие. Константа равновесия, ее зависимость от температуры. Возможность смещения равновесия химической реакции. Принцип Ле-Шателье.

1)Кислота – сильный электролит.

36. А) Стандартный водородный электрод. Кислородный электрод.

37. Уравнение Нернста для расчета электродных потенциалов электродных систем различных типов. Уравнение Нернста для водородного и кислородного электродов

3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.

I – величина тока

49. Кислотно-основной метод титрования.Расчеты по закону эквивалентов. Методика титрования. Мерная посуда в титриметрическом методе

13. Основные классы неорганических соединений . Оксиды металлов и неметаллов. Номенклатура этих соединений. Химические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов.

Оксиды – соединения элемента с кислородом.

Оксиды не образующие кислот, оснований и солей при обычных условиях, называются не солеобразующими.

Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные (обладающие двойственными свойствами) . Неметаллы образуют только кислотные оксиды, металлы – все остальные и некоторые кислотные.

Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами.

Свойства:

1. Взаимодействие с водой:

Взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O = Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:

Взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2=CaCO3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)

Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.

Свойства:

Химическая реакция с водой CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа.

Реакция с щелочами (основаниями): CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O- кальцинированная сода или стиральная сода.

Реакция с основными оксидами: CO 2 +MgO=MgCO 3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами) и основаниями (или основными оксидами). Наиболее частое применение слово "амфотерный" в нашем случае относится к оксидам металлов.

Свойства:

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:

Реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.

Реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

14. Основания.Номенклатура оснований. Химические свойства оснований. Амфотерные основания, реакции их взаимодействия с кислотами и щелочами.

Основаниями называются вещества, в которых атомы металла связаны с гидрокси-группами.

Если вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно отдельному "атому") в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием.

Свойства:

Взаимодействие с неметаллами:

при нормальных условиях гидроксиды не взаимодействуют с большинством неметаллов, исключение - взаимодействие щелочей с хлором

Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей: 2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O

Взаимодействие с кислотами -реакция нейтрализации:

с образованием средних солей: 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O

условие образования средней соли - избыток щелочи;

с образованием кислых солей: NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

условие образования кислой соли - избыток кислоты;

с образованием основных солей: Cu(OH)2 + HCl = Cu(OH)Cl + H2O

условие образования основной соли - избыток основания.

С солями основания реагируют при выпадении осадка в результате реакции, выделения газа или образования малодиссоциирующего вещества.

Амфотерными называются гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства в зависимости от условий, т.е. растворяются в кислотах и щелочах.

Ко всем свойствам оснований добавляются взаимодействие с основаниями.

Соль19 Соль

2. Неметалл + неметалл. При этом более электроотрицательный неметалл выступает окислителем, менее ЭО – восстановителем. Неметаллы с близкой электроотрицательностью плохо взаимодействуют между собой, например, взаимодействие фосфора с водородом и кремния с водородом практически не возможно, так как равновесие этих реакций смещено в сторону образования простых веществ. Не реагируют с неметаллами гелий, неон и аргон, остальные инертные газы в жестких условиях могут реагировать с фтором. Не взаимодействуют кислород с хлором, бромом и йодом. Со фтором кислород может реагировать при низких температурах.

2Mg + SiO 2 = 2MgO + Si (при недостатке магния)

2Mg + SiO 2 = 2MgO + Mg 2 Si (при избытке магния)

Однако, из этого правила бывают исключения:

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;

В расплавах ряд напряжений металлов не действует. Определить, возможна ли реакция между солью и металлом, можно только с помощью термодинамических расчетов. Например, натрий может вытеснить калий из расплава хлорида калия, так как калий более летучий: Na + KCl = NaCl + K (эту реакцию определяет энтропийный фактор). С другой стороны алюминий получали вытеснением из хлорида натрием: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Этот процесс экзотермический, его определяет энтальпийный фактор.

Возможен вариант, что соль при нагревании разлагается, и продукты ее разложения могут реагировать с металлом, например нитрат алюминия и железо. Нитрат алюминия разлагается при нагревании на оксид алюминия, оксид азота (IV) и кислород, кислород и оксид азота будут окислять железо:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Металл + основный оксид. Также, как и в расплавах солей, возможность этих реакций определяется термодинамически. В качестве восстановителей часто используют алюминий, магний и натрий. Например: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (рубидий летучий, энтальпийный фактор).

7. Неметалл + основный оксид. Здесь возможно два варианта: 1) неметалл – восстановитель (водород, углерод): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 .

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде)

6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (в горячем растворе)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

9. Неметалл+ кислотный оксид. Здесь также возможно два варианта:

1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):

СО 2 + С = 2СО;

2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;

2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):

2СO + O 2 = 2СО 2 .

СO + Cl 2 = СОCl 2 .

2NO + O 2 = 2NО 2 .

13. Кислотный оксид + основание . Как правило, реакция идет между щелочью и кислотным оксидом. Если кислотный оксид соответствует многоосновной кислоте, может получиться кислая соль: CO 2 + KOH = KHCO 3 .

Кислотные оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми основаниями.

14. Кислотный оксид + соль. Реакция может идти в расплаве и в растворе. В расплаве менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий. В растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет оксид, соответствующий более слабой кислоте. Например, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , в прямом направлении эта реакция идет в расплаве, углекислый газ более летучий, чем оксид кремния; в обратном направлении реакция идет в растворе, угольная кислота сильнее кремниевой, к тому же оксид кремния выпадает в осадок.

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Особо обратим внимание на те случаи, когда образуется соль, которая в таблице растворимости показана прочерком. Здесь возможны 2 варианта:

Рассмотрим примеры:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3) 3 + 6NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3

Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III) и карбоната натрия: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:

2CuCO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2 (2)

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

2) Соль не существует за счёт внутримолекулярного окисления-восстановления , таким солям относятся Fe 2 S 3 , FeI 3 , CuI 2 . Как только они получаются, тут же разлагаются: Fe 2 S 3 = 2FeS+ S; 2FeI 3 = 2FeI 2 +I 2 ; 2CuI 2 = 2CuI + I 2

Например; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),

но вместо FeI 3 нужно записать продукты его разложения: FeI 2 +I 2.

Тогда получится: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 +I 2 + 6KCl

Это не единственный вариант записи данной реакции, если йодид был в недостатке, то может получиться йод и хлорид железа (II):

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 +I 2 + 2KCl

В предложенной схеме ничего не сказано про амфотерные соединения и соответствующие им простые вещества. На них мы обратим особое внимание. Итак, амфотерный оксид в данной схеме может занять место и кислотного и основного оксидов, амфотерный гидроксид – место кислоты и основания. Нужно помнить, что, выступая в качестве кислотных, амфотерные оксиды и гидроксиды образуют в безводной среде обычные соли, а в растворах – комплексные соли:

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (сплавление)

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (в растворе)

Простые вещества, соответствующие амфотерным оксидам и гидроксидам, реагируют с растворами щелочей с образованием комплексных солей и выделением водорода: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3Н 2

ЗАДАНИЕ

Обсудите возможность взаимодействия… Это значит, что Вы должны решить:

1) возможна ли реакция;

2) если возможна, то при каких условиях (в растворе, в расплаве, при нагревании и т.п.), если не возможна, то почему;

3) могут ли получиться разные продукты при разных (каких) условиях.

После этого Вы должны записать все возможные реакции.

Например: 1. обсудите возможность взаимодействия магния с нитратом калия.

1) Реакция возможна

2) Она может происходить в расплаве (при нагревании)

3) В расплаве реакция возможна, так как нитрат разлагается с выделением кислорода, который окисляет магний.

KNO 3 + Mg = KNO 2 + MgO

2. обсудите возможность взаимодействия серной кислоты с хлоридом натрия.

1) Реакция возможна

2) Она может происходит между концентрированной кислотой и кристаллической солью

3) В качестве продукта может получаться сульфат натрия и гидросульфат натрия (в избытке кислоты, при нагревании)

H 2 SO 4 + NaCl = NaHSO 4 + HCl

H 2 SO 4 + 2NaCl = Na 2 SO 4 + 2HCl

Обсудите возможность протекания реакции между:

1. Ортофосфорной кислотой и гидроксидом калия;

2. Оксидом цинка и гидроксидом натрия;

3. Сульфитом калия и сульфатом железа (III);

4. Хлоридом меди (II) и йодидом калия;

5. Карбонатом кальция и оксидом алюминия;

6. Углекислым газа и карбонатом натрия;

7. Хлоридом железа (III) и сероводородом;

8. Магнием и сернистым газом;

9. Дихроматом калия и серной кислотой;

10. Натрием и серой.

Проведем небольшой анализ примеров С2

Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s- подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:

М 0 – 1 e → М +1

Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.

Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

с кислородом

Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.

Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:

4Li + O 2 = 2Li 2 O

Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na 2 O 2:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 ,

а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO 2:

Rb + O 2 = RbO 2

с галогенами

Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:

2Li + Br 2 = 2LiBr бромид лития

2Na + I 2 = 2NaI иодид натрия

2K + Cl 2 = 2KCl хлорид калия

с азотом

Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:

6Li + N 2 = 2Li 3 N нитрид лития

6K + N 2 = 2K 3 N нитрид калия

с фосфором

Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:

3Na + P = Na 3 Р фосфид натрия

3K + P = K 3 Р фосфид калия

с водородом

Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:

Н 2 + 2K = 2KН -1 гидрид калия

Н 2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:

S + 2K = K 2 S сульфид калия

S + 2Na = Na 2 S сульфид натрия

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

с водой

Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:

2HOH + 2Na = 2NaOH + H 2

2K + 2HOH = 2KOH + H 2

Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10

2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5

со спиртами и фенолами

ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:

2CH 3 OH + 2К = 2CH 3 OК + H 2

метилат калия

2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2

фенолят натрия

Какие неметаллы реагируют с щелочью, а какие – нет? Характерные химические свойства щелочных металлов Щелочь неметалл

Лабораторный опыт № 23 Взаимодействие щелочей с кислотами

Лабораторный опыт № 24 Взаимодействие щелочей с оксидами неметаллов

Лабораторный опыт № 25 Взаимодействие щелочей с солями

Лабораторный опыт № 26 Получение и свойства нерастворимых оснований

14. Основания.Номенклатура оснований. Химические свойства оснований. Амфотерные основания, реакции их взаимодействия с кислотами и щелочами.

с кислородом

с галогенами

с азотом

с фосфором

с водородом

с серой

с водой

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

со спиртами и фенолами

Лабораторный опыт № 23
Взаимодействие щелочей с кислотами

Лабораторный опыт № 24
Взаимодействие щелочей с оксидами неметаллов

Лабораторный опыт № 25
Взаимодействие щелочей с солями

Лабораторный опыт № 26
Получение и свойства нерастворимых оснований