ТЭД. Свойства классов соединений
.doc
Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты. Свойства классов неорганических соединений.
|
|||||||||||
Электролитическая диссоциация – распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении.
|
|||||||||||
Электролиты- вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток |
Неэлектролиты - вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток |
||||||||||
Кислоты, соли, щёлочи |
Простые вещества, оксиды, органические вещества (кроме кислот и солей) |
||||||||||
Вещества с ионной и ковалентной полярной связью |
Вещества с ковалентной неполярной и малополярной связью |
||||||||||
Сильные электролиты (степень диссоциации около 100%) |
Слабые электролиты (степень диссоциации значительно меньше 100%) |
|
|||||||||
1. Кислоты - HCI, HNO3, H2SO4, HCIO3, HCIO4, HBr, HI |
1. Кислоты- H2S, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, HF, HCN, HCIO, HCIO2, H3РO4, органические кислоты |
|
|||||||||
2. Щёлочи - KOH, Ba(OH)2, … |
2. Нерастворимые основания |
|
|||||||||
3. Соли |
3. NH4ОН, Н2О |
|
|||||||||
|
|||||||||||
Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот, многокислотных оснований, кислых солей, основных солей
|
|||||||||||
1. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот. H2SO4 → Н+ + HSO4- ; HSO4- ↔ Н+ + SO42- 2. Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований. Ba(OH)2 → BaOH+ + ОН- ; BaOH+→ Ba2+ + ОН- 3. Ступенчатая диссоциация кислых солей. КHSO4 → К+ + HSO4- ; HSO4- ↔ Н+ + SO42- 4. Ступенчатая диссоциация основных солей. BaOНCI→ BaOH+ + CI- ; BaOH+→ Ba2+ + ОН-
|
|||||||||||
Химические свойства важнейших классов неорганических соединений |
|||||||||||
Химические свойства воды |
|||||||||||
Н2О |
+ Металлы 1,2 гр. гл п ̷ гр, AI → 2 Н2О + 2 К → 2 КОН + Н2↑ |
Гидроксид металла + водород |
|||||||||
+ Металлы средней актив. (побочных подгрупп, до Н2) при нагревании → Zn + Н2О → Zn О + Н2↑ при нагревании |
Оксид металла + водород |
||||||||||
+ Оксиды металлов 1,2 гр. гл. п ̷ гр ( кроме ВеО) → Н2О + СаО → Са(ОН)2 |
Гидроксид металла |
||||||||||
+ Оксиды неметаллов ( кроме SiО2) → Н2О + SO3 → H2SO4 |
Кислота |
||||||||||
+ Р. соль → Nа2CO3 + НОН ↔ NаНCO3 + Nа ОН |
Гидролиз |
||||||||||
Классификация и химические свойства оксидов |
|||||||||||
1.Безразличные (несолеобразующие оксиды) |
NО, N2О, СО |
Не взаимодействуют с кислотами, щелочами, не образуют солей |
|||||||||
2. Солеобра-зующие оксиды |
Основные оксиды |
Кислотные оксиды |
Амфотерные оксиды |
||||||||
Химические свойства солеобразующих оксидов |
|||||||||||
|
Основные оксиды |
Кислотные оксиды |
Амфотерные оксиды |
||||||||
1. С водой |
Оксиды металлов 1,2 гр. гл. п ̷ гр. ( кроме ВеО) СаО +Н2О → Са(ОН)2 |
Оксиды неметаллов (кроме SiО2) Н2О + SO3 → H2SO4 |
Нет |
||||||||
2. С кислотами |
СаО+2HCI→ СаCI2+ Н2О |
Нет |
Zn О+2HCI→ Zn CI2+ Н2О |
||||||||
3. С кислотными оксидами |
СаО + SO3 → СаSO4 |
Нет |
Zn О + SO3 → Zn SO4 При нагревании |
||||||||
4. Со щелочами |
Нет |
КОН+SO3→ КНSO4 2 КОН + SO3→ К2SO4 + Н2О (изб. щёлочи) |
2 КОН + Zn О +Н2О → К2 [Zn (ОН)4] тетрагидроксоцинкат натрия
|
||||||||
5. С основными оксидами(1,2гл.п ̷ гр ) |
Нет |
SO3 + СаО → СаSO4 |
Zn О + СаО → Zn SO4 При нагревании |
||||||||
6.С амфотерными оксидами при нагрев. |
СаО+ZnО → СаZnО2 При нагревании |
SO3+ZnО→ ZnSO4 При нагревании |
Нет |
||||||||
|
|
|
|
||||||||
Химические свойства оснований |
|||||||||||
|
Растворимые основания (щёлочи) |
Нерастворимые основания |
|||||||||
1. Диссоциация |
КОН → К+ + ОН- Индикаторы изменяют окраску в растворах щелочей: ф. лакмус – синий, метилоранж – жёлтый, б. фенолфталеин – малиновый. Свойства щелочей–свойства ОН- |
|
|||||||||
2. С кислотами |
КОН + HCI→ КCI + Н2О Реакция нейтрализации |
Fe(OH)2 +2HCI→ Fe CI2 + 2 Н2О |
|||||||||
3. С кислотными оксидами |
2 КОН + SO3→ К2SO4 + Н2О (изб. щёлочи) КОН+SO3→ КНSO4 (недостаток щёлочи) |
Нет |
|||||||||
4. С растворимыми солями |
Zn CI2+2КОН→Zn(ОН)2↓ +2Н2О |
Нет |
|||||||||
5. С амфотерными оксидами |
2КОН+ Zn О+Н2О→К2[Zn(ОН)4] раствор |
Нет |
|||||||||
6. С амфотерными гидроксидами |
2КОН+ Zn(ОН)2 →К2[Zn(ОН)4] раствор |
Нет |
|||||||||
7. Разлагаются при нагревании |
Нет |
Fe(OH)2 → Fe О + Н2О |
|||||||||
|
|
|
|||||||||
Химические свойства кислот |
|||||||||||
1. Диссоциация |
HCI→ Н+ + CI- Индикаторы изменяют окраску в растворах кислот: ф. лакмус – красный, метилоранж – розовый, б. фенолфталеин – бесцветный. Свойства кислот – свойства Н+ |
||||||||||
2. Взаимодействуют с металлами до Н2, если образуется растворимая соль |
Zn + 2HCI→ Zn CI2+ Н2↑
|
||||||||||
3. С основными и амфотерными оксидами |
К2О + 2 HCI→ 2КCI + Н2О ZnО + 2HCI→ Zn CI2+ Н2О |
||||||||||
4. С основаниями и амфотерными гидроксидами |
КОН + HCI → КCI + Н2О Zn(ОН)2 + 2HCI→ Zn CI2+2 Н2О |
||||||||||
5. С солями более слабых кислот, если образуется осадок или выделяется газ. |
К2СО3 + 2 HCI → 2КCI + Н2О + СО2↑ КCI + AgNO3 → К NO3 + Ag CI↓ |
||||||||||
|
|
||||||||||
Особые свойства азотной и серной (концентрированной) кислот |
|||||||||||
Азотная и серная (концентрированная) кислоты проявляют сильные окислительные свойства. Они взаимодействуют с металлами до и после водорода; при этом образуются – соль, вода и соединение азота (серы). Водород в этих реакциях не выделяется. Эти кислоты не действуют на благородные металлы – золото, платину. Холодные концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют (не взаимодействуют, делают пассивными) алюминий, железо, хром. |
|||||||||||
H2SO4 (концентрированная)
|
|||||||||||
1. Взаимодействует с неактивными металлами (после водорода) Cu + 2 H2SO4 (конц.) → CuSO4 + 2H2O + SO2↑
|
|||||||||||
2. Взаимодействует с активными металлами – выделяется не SO2, а S или H2S 3Zn + 4H2SO4 ( конц.) → 3Zn SO4 + 4Н2O + S (H2S) 3 Mg + 4H2SO4 ( конц.) → 3Mg SO4 + 4Н2O + S (H2S)
|
|||||||||||
H2SO4(концентрированная) окисляет некоторые неметаллы, превращая их в оксиды или кислоты C + 2H2SO4 → CO 2 + 2SO2↑ + 2H2O S + 2H2SO4 → 3SO2↑ + 2H2O 2P + 5H2SO4 → 5SO2↑ + 2H2O + 2H3PO4
|
|||||||||||
HNO3 |
|||||||||||
Концентрированная и разбавленная HNO3 взаимодействует с металлами до и после Н2, образуя соль, воду и одно из веществ, содержащих азот – NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3. |
|||||||||||
При взаимодействии концентрированной HNO3 с активными металлами (1,2 гр. гл. подгр.) образуются соль, вода и N2O или NO. 4Mg + 10 HNO3 → 4Mg(NO3)2 + 5H2O + N2O↑ |
|||||||||||
При взаимодействии концентрированной HNO3 с неактивными металлами (после Н2) образуются соль, вода и NO2. Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑ |
|||||||||||
Концентрированная (холодная) HNO3 не взаимодействует (пассивирует) с железом, алюминием, хромом, но при нагревании реакции происходят. Fe + 6 HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O + 3NO2↑ ( при нагревании) |
|||||||||||
Окислительные свойства азотной кислоты тем сильнее, чем активнее металл и более разбавлена кислота |
|||||||||||
При взаимодействии разбавленной HNO3 с активными металлами (1,2 гр. гл. подгр.) образуются соль, вода и N2 или NH4NO3. 4Mg + 10 HNO3 → 4Mg(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3 Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2O + NO↑ ( с металлами средней активности)
|
|||||||||||
При взаимодействии разбавленной HNO3 с неактивными металлами (после Н2) образуются соль, вода и NO. 3Cu + 8 HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑
|
|||||||||||
Концентрированная и разбавленная HNO3 взаимодействует с неметаллами
|
|||||||||||
При взаимодействии концентрированной HNO3 с неметаллами образуются оксид неметалла или соответствующая кислота, вода и NO2. C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2↑ + 2H2O S + 6HNO3 → H2SO4 + 2H2O + 6NO2 P + 5HNO3 → 5NO2↑ + 2H2O + HPO3
|
|||||||||||
При взаимодействии разбавленной HNO3 с неметаллами образуются оксид неметалла или соответствующая кислота, вода и NO. C + 4HNO3 → CO2 + 4NO↑ + 2H2O S + 6HNO3 → H2SO4 + 2H2O + 6NO2 3P + 5HNO3 → 5NO↑ + H2O + 3HPO3
|
|||||||||||
Химические свойства солей |
|||||||||||
1. Растворимые соли взаимодействуют с кислотами, если выпадает осадок или выделяется газ |
CaCO3 + 2HCI → CaCI2 + H2O + CO2↑ AgNO3 + HCI → AgCI↓ + HNO3 |
||||||||||
2. Растворимые соли взаимодействуют со щелочами, если выпадает осадок. |
CuCI2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCI |
||||||||||
3. Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми солями, если выпадает осадок. |
NaCI + AgNO3→ AgCI↓ + NaNO3 |
||||||||||
4. Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей |
CuCI2 + Mg → MgCI2 + Cu |
||||||||||
5. Некоторые соли подвергаются гидролизу (разлагаются водой) |
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH |
||||||||||
|
|
||||||||||
Памятка к написанию уравнений реакций в ионном виде |
|||||||||||
В виде молекул записывать формулы веществ |
1. Оксидов 2. Слабых кислот- H2S, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, HF, HCN, HCIO, HCIO2, H3РO4, органических кислот 3. Нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и солей |
||||||||||
|
4. NH4ОН, Н2О |
||||||||||
|
|||||||||||
Гидролиз солей |
|||||||||||
Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты. Гидролизу подвергаются только растворимые соли, образованные слабым(и) электролитом(и). |
|||||||||||
Тип гидролиза определяется ионом слабого электролита. |
|||||||||||
1 тип. Гидролиз по катиону. – Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. CuCI2 + HOH → HCI + CuOHCI (соль образована слабым основанием- Cu(OH)2 и сильной кислотой- HCI) Cu2+ + 2 CI- + HOH ↔ H+ + CI- + CuOH+ + CI- Cu2+ + HOH ↔ H+ + CuOH+ [ H+] > [OH-] среда кислая, рН < 7 Индикаторы изменяют окраску: лакмус – красный, метилоранж – розовый, фенолфталеин - бесцветный
|
|||||||||||
2 тип. Гидролиз по аниону. – Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH (соль образована сильным основанием- NaOH и слабой кислотой- H2CO3) 2Na+ + CO32- + HOH ↔ Na+ + HCO3- + Na+ + OH- CO32- + HOH ↔ HCO3- + OH- [ H+] < [OH-] среда щелочная, рН > 7 Индикаторы изменяют окраску: лакмус – синий, метилоранж – жёлтый, фенолфталеин - малиновый |
|||||||||||
3 тип. Гидролиз по катиону и по аниону (полный). - Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. AI2S3 + 6HOH → 2AI(OH)3↓ + 3H2S↑ рН = 7, среда нейтральная Это пример необратимого гидролиза, так как выпал осадок и выделился газ. Необратимый гидролиз протекает тогда, когда одно из веществ (или оба вещества) выпадает в осадок или выделяется газ. |
|||||||||||
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. NaCI - среда нейтральная, рН = 7, Индикаторы не изменяют окраску: лакмус – фиолетовый, метилоранж – оранжевый, фенолфталеин - бесцветный |