1. Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.
При этом атом металла замещает в молекуле воды H—OH атом водорода и соединяется с гидроксид-ионом, а два атома водорода, соединяясь, образуют молекулу H2.
Например:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 2(H—OH)
2. Взаимодействием оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.
Например:
CaO + H2O = Ca(OH)2
8. В состав молекулы воды входят два атома водорода и один атом кислорода, атомы связаны ковалентной полярной связью, валентный угол составляет 104,5о. Говорят, молекула воды является диполем. Н · + · О · + · Н ® Н ·· О ·· Н.
Вода при нормальных условиях находится в жидком состоянии, тогда как аналогичные водородные соединения других элементов являются газами (H2S, CH4, HF). Атомы водорода присоединены к атому кислорода, образуя угол 104,45° (104°27′). Из-за большой разности электроотрицательностей атомов водорода и кислородаэлектронные облака сильно смещены в сторону кислорода.
При переходе в твёрдое состояние молекулы воды упорядочиваются, при этом объёмы пустот между молекулами увеличиваются, и общая плотность воды падает, что и объясняет меньшую плотность (больший объём) воды в фазе льда.
11 Оксиды ЭxОy – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (степень окисления кислорода в оксидах равна –2). Кислотные, основные и амфотреные.
Большинство кислотных оксидов хорошо реагирует с водой, давая кислоту. Например, кислый вкус простой газированной воды объясняется образованием угольной кислоты Н2СО3 из кислотного оксида СО2:
СО2 + Н2О = Н2СО3 (угольная кислота)
Основные и кислотные оксиды проявляют разные свойства. Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. С водой непосредственно реагируют оксиды щелочных металлов (оксиды лития, натрия, калия, рубидия и цезия) и окислы щелочноземельных металлов (оксиды кальция, стронция и бария). Рассмотрим примеры уравнений типовых химических реакций, которые подтверждают указанные свойства основных оксидов.
1. Взаимодействие основного оксида с кислотным оксидом с образованием соли
CaO + SiO2 CaSiO3
2. Взаимодействие основного оксида с амфотерными оксидом с образованием соли
Na2O + Al2O3 2NaAlO2
3. Взаимодействие основного оксида с водой с образованием основания:
BaO + H2O = Ba (OH) 2
4. Взаимодействие основного оксида с кислотой с образованием соли и воды:
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
Кислотные оксиды могут вступать в реакции с основными и амфотерными оксидами, с растворимыми в воде основаниями (щелочами). Многие кислотных оксидов взаимодействуют с водой (исключением является кремний (IV) оксид SiO2. Рассмотрим примеры уравнений типовых химических реакций, которые подтверждают указанные свойства кислотных оксидов.
1. Взаимодействие кислотного оксида с основным оксидом с образованием соли
CO2 + Na2O = Na2CO3
2. Взаимодействие кислотного оксида с амфотерными оксидом с образованием соли
SO3 + ZnO = ZnSO4
3. Взаимодействие кислотного оксида с водой с образованием кислоты:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
4. Взаимодействие кислотного оксида со щелочью с образованием соли и воды:
SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O
Амфотерными оксидам присущи свойства как основных, так и кислотных оксидов. То есть они могут реагировать как с кислотными, так и с основными оксидами с образованием солей. Кроме того, амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами с образованием солей и воды. Например:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
Al2O3 + 2KOH 2KAlO2 + H2O
12.
Основания - это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксогруппами ОН. Растворимые и нерастворимые.
Щелочь:
1.щёлочь + кислота |
NaOH +HCl NaCl + H2O Na+ + OH- + H+ + Cl- Na++ Cl- + H2O H+ +OH- H2O |
2.щёлочь + кислотный оксид |
2NaOH +CO2 Na2CO3 + H2O 2Na+ + 2OH- + CO2 2Na+ + CO32- + H2O 2OH- + CO2 CO32- + H2O |
3.щёлочь + соль |
2NaOH
+MgCl2
Mg(OH)2 |
+
2NaCl
2Na+ +
2OH-+
Mg2++
2Cl-
Mg(OH)2
+2
Na++2
Cl-
2OH-+
Mg2+
Mg(OH)2
Нерастворимые основания:
Химические свойства
все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов Са/ОН/2 = СаО + Н2О
характерная реакция - реакция нейтрализации Са/ОН/2 + Н2СО3 = СаСО3 + Н2О
реагируют с кислотными оксидами Са/ОН/2 +СО2 = СаСО3 +Н2О
с кислыми солями Са/ОН/2 + 2КНСО3 = К2СО3 +СаСО3 + 2Н2О
щелочи вступают в обменную реакцию с солями. если при этом образуется осадок 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu/OH/2 /осадок/
растворы щелочей реагируют с неметаллами .а также с алюминие или цинком. ОВР.
13
Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.
Бескислородный и Кислородсодержащий .
Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов. Например:
H2SO4 |
+ |
Mg |
= |
MgSO4 |
+ |
H2 |
серная кислота |
|
металл |
|
соль |
|
водород |
H2SO4 |
+ |
MgO |
= |
MgSO4 |
+ |
H2O |
серная кислота |
|
оксид |
|
соль |
|
вода |
Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:
кислота |
|
основание |
|
соль |
|
вода |
H2SO4 |
+ |
Ca(OH)2 |
= |
CaSO4 |
+ |
2 H2O |
H3PO4 |
+ |
Fe(OH)3 |
= |
FePO4 |
+ |
3 H2O |
2 H3PO4 |
+ |
3 Ca(OH)2 |
= |
Ca3(PO4)2 |
+ |
6 H2O |
Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:
кислота |
|
оксид |
|
соль |
|
вода |
2 HCl |
+ |
CaO |
= |
CaCl2 |
+ |
H2O |
2 H3PO4 |
+ |
Fe2O3 |
= |
2 FePO4 |
+ |
3 H2O |
Взаимодействие кислот с металлами. Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).
Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.
кислота |
|
металл |
|
соль |
|
|
||||||
HCl |
+ |
Hg |
= |
не образуется |
|
|
||||||
2 HCl |
|
2 Na |
= |
2 NaCl |
+ |
H2 |
||||||
H2SO4 |
+ |
Zn |
= |
ZnSO4 |
+ |
H2 |
||||||
14 Со́ли — вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками.
Химические свойства. 1.Химические свойства средних солей: 1. Термическое разложение. CaCO3 = CaO + CO2 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 NH4Cl = NH3 + HCl 2. Гидролиз. Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S FeCl3+ H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl Na2S + H2O = NaHS +NaOH 3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями. AgNO3 + HCl = AgCl + HNO 3 Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaNO 3 CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3 + 2NaCl AgCl + 2Na2S2O3 = Nа3[Ag(S2O3) 2] + NaCl 4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl+5Cl2 +8H2O 2.Химические свойства кислых солей: 1. Термическое разложение с образованием средней соли Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O 2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли. Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O 16 Современная формулировка: Свойство элементов, а также форма и свойств их соединения находящихся в периодической зависимости от заряда их атомных ядра Все элементы периодической системы подразделяются на четыре типа: 1. У атомов s–элементов заполняются s–оболочки внешнего слоя (n). К s–элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого периода. 2. У атомов р–элементов электронами заполняются р–оболочки внешнего уровня (np). К р -элементам относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого). 3. У d–элементов заполняется электронами d–оболочка второго снаружи уровня (n–1) d . Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s– и p– элементами. Из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:
Элементы с валентными d– или f–электронами называются переходными. Номер группы, как правило, равен высшей положительной степени окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Исключением является фтор – его степень окисления равна –1; из элементов VIII группы только для Os, Ru и Xe известна степень окисления +8.
21 Обратимые реакции. — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях , например: 3H2 + N2 ⇌ 2NH3. Влияние давления При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону реакции,сопровождающейся уменьшением общего количества газов.При понижении-наоборот. Влияние концентрации веществ При увеличении концентраций исходных веществ равновесие всегда смещается вправо, а при их уменьшении-влево При увеличении концентраций конечных веществ равновесие всегда смещается влево, а при уменьшении-вправо Влияние температуры При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры- в сторону экзотермической реакции N2O4 ⇌ 2NO2
складывается из элементарных реакций N2O4 ⇌ 2NO2 и 2NO2 ⇌ N2O4.
Для обратимости сложной реакции, например уже упоминавшейся реакции синтеза аммиака, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии. .
Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г. ) — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий (температура, давление, концентрация) , то равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать изменение. Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном. Влияние температуры В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое — эндотермическому. N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q 22 Концентрированная серная кислота по химическим свойствам резко отличается от разбавленной. Она почти не диссоциирует, без нагревания не взаимодействует с железом (пассивирует его), что позволяет транспортировать и хранить ее в стальных цистернах. Концентрированная серная кислота обладает сильными окислительными свойствами. Она окисляет некоторые металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода (например медь, серебро, ртуть), и многие неметаллы (например углерод, серу, фосфор). При этом выделяется не водород, а продукты восстановления серы (VI): SO2, S или Н2S. Степень окисления этих продуктов зависит как от концентрации серной кислоты, так и от активности восстановителя: чем сильнее восстановитель, тем глубже процесс восстановления. Так металлы, расположенные в ряду напряжений после водорода в непосредственной близости от него, восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO2: Нg + 2 Н2SO4 = НgSO4 + SO2 + 2 Н2О. При растворении свинца в горячей концентрированной серной кислоте образуется кислая соль: Рb + 3 Н2SO4 = Рb(HSO4)2 + SO2 + 2 Н2О. Железо окисляется горячей концентрированной серной кислотой до степени окисления +3: 2 Fе + 6 Н2SO4 = Fе2(SO4)3 + 3 SO2 + 6 Н2О. Более активными металлами (Мg, Аl, Zn) концентрированная серная кислота (с концентрацией 25 % и выше) восстанавливается до свободной серы и сероводорода: Zn + 2 Н2SО4 (конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2 Н2О; 3 Zn + 4 Н2SO4 (разб.) = 3 ZnSO4 + S + 4 Н2О; 4 Zn + 5 Н2SО4 (очень разб.) = 4 ZnSО4 + Н2S + 4 Н2О. Концентрированная серная кислота очень активно взаимодействует с неметаллами. Реакцию растворения углерода в горячей концентрированной серной кислоте можно представить уравнением: С + 2 Н2SO4 = СО2 + 2 SO2 + 2 Н2О. При окислении серы горячей концентрированной серной кислотой в качестве продукта окисления и продукта восстановления образуется диоксид серы: S + 2 Н2SO4 = 3 SO2 + 2 Н2О. Концентрированная серная кислота окисляет бромид- и иодид-ионы до свободных брома и иода: 2 КВr + 2 Н2SO4 = К2SО4 + SO2 + Вr2 + 2Н2О; 2 КI + 2 Н2SО4 = К2SO4 + SO2 + 2 Н2О. Поэтому НBr и НI нельзя получить по реакции двойного обмена. Концентрированная серная кислота не может окислить хлорид-ионы до свободного хлора, что дает возможность получать НСl по реакции двойного обмена: NаСl + Н2SO4(конц.) = NаНSO4 + НСl. Серная кислота отнимает воду у многих органических соединений, содержащих водород и кислород (углеводов, клетчатки и др.), обугливая их. Серная кислота двухосновная, поэтому образует средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты) соли. Сульфаты свинца (РbSО4) и кальция (СаSO4), (средние соли) слаборастворимы, а сульфат бария (ВаSО4), и стронция (SrSO4) практически нерастворимы в воде и кислотах. |
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
