Свойства неорганических веществ | ЕГЭ по химии | Теория к заданию 9

Свойства неорганических веществ | ЕГЭ по химии | Теория к заданию 9 ЕГЭ

Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых — кислород со степенью окисления ($–2$).

Общая формула оксидов: $Э_{m}O_n$, где $m$ — число атомов элемента $Э$, а $n$ — число атомов кислорода. Оксиды могут быть твердыми (песок $SiO_2$, разновидности кварца), жидкими (оксид водорода $H_2O$), газообразными (оксиды углерода:

Несолеобразующими называются такие оксиды, которые не взаимодействуют ни со щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Их немного, в их состав входят неметаллы.

Солеобразующими называются такие оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или основаниями и образуют при этом соль и воду.

Среди солеобразующих оксидов различают оксиды основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют основания. Например: $CaO$ соответствует $Ca(OH)_2, Na_2O — NaOH$.

Типичные реакции основных оксидов:

1. Основный оксид кислота → соль вода (реакция обмена):

$CaO 2HNO_3=Ca(NO_3)_2 H_2O$.

2. Основный оксид кислотный оксид → соль (реакция соединения):

$MgO SiO_2{→}↖{t}MgSiO_3$.

3. Основный оксид вода → щелочь (реакция соединения):

$K_2O H_2O=2KOH$.

Кислотные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов:

N2O5 соответствует $HNO_3, SO_3 — H_2SO_4, CO_2 — H_2CO_3, P_2O_5 — H_3PO_4$, а также оксиды металлов с большим значением степеней окисления: ${Cr}↖{ 6}O_3$ соответствует $H_2CrO_4, {Mn_2}↖{ 7}O_7 — HMnO_4$.

Типичные реакции кислотных оксидов:

1. Кислотный оксид основание → соль вода (реакция обмена):

$SO_2 2NaOH=Na_2SO_3 H_2O$.

2. Кислотный оксид основный оксид → соль (реакция соединения):

$CaO CO_2=CaCO_3$.

3. Кислотный оксид вода → кислота (реакция соединения):

$N_2O_5 H_2O=2HNO_3$.

Такая реакция возможна, только если кислотный оксид растворим в воде.

Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Это $ZnO, Al_2O_3, Cr_2O_3, V_2O_5$. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются.

Типичные реакции амфотерных оксидов:

1. Амфотерный оксид кислота → соль вода (реакция обмена):

$ZnO 2HCl=ZnCl_2 H_2O$.

2. Амфотерный оксид основание → соль вода или комплексное соединение:

$Al_2O_3 2NaOH 3H_2O{=2Na[Al(OH)_4],}↙{text»тетрагидроксоалюминат натрия»}$

$Al_2O_3 2NaOH={2NaAlO_2}↙{text»алюминат натрия»} H_2O$.

Взаимодействие металов со сложными веществами

1. С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания — щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, тоже могут при определенных условиях вытеснять водород из воды. Но алюминий бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т.к. протекает реакция: $2H_{2} O_{2}=2H_2O$ (говорит водород). Железо взаимодействует с водой только в раскаленном виде:

2. С кислотами в растворе ($HCl, H_2SO_{4(разб.)}, CH_3COOH$ и др., кроме $HNO_3$) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например:

$2Al↖{0} 6{H}↖{ 1}Cl=2Al↖{ 3}Cl_{3} 3{H_2}↖{0}↑,$

$2CH_3COO{H}↖{ 1} Mg↖{0}=Mg↖{ 2}(CH_3COO)_2 {H_2}↖{0}↑$

А вот свинец (и некоторые другие металлы), несмотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т.к. образующийся сульфат свинца $PbSO_4$ нерастворим и создает на поверхности металла защитную пленку.

3. С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде.

Например:

$Fe↖{0} {Cu}↖{ 2}SO_4=Fe↖{ 2}SO_4 Cu↖{0}$

Нужно помнить, что реакция идет в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов — крупный русский физико-химик. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ряда напряжений металлов.

4. С органическими веществами. Взаимодействие с органическими кислотами аналогично реакциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

$2C_2H_5O{H}↖{ 1} 2{Na}↖{0}→2C_2H_5O{Na}↖{ 1} {H_2}↖{0}↑$.

Аналогично реагирует и фенол:

$2C_6H_5O{H}↖{ 1} 2{Na}↖{0}→2C_6H_5O{Na}↖{ 1} {H_2}↖{0}↑$.

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А. Вюрца):

${2CH_3Cl}↙{хлорметан} 2Na→{C_2H_6}↙{этан} 2NaCl$

5. Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Например:

$2Al 2KOH 6{H_2}↖{ 1}O=2K[Al↖{ 3}(OH)_4] 3{H_2}↖{0}↑$.

6. Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

$Cu_3Au, LaNi_5, Na_2Sb, Ca_3Sb_2$ и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Егэ: теория

Для успешной здачи ЕГЭ требуется обязательно повторить все основные теоретические основы в химии. В этом разделе содержатся разборы всех тем, на которые даются задания в реальных ЕГЭ по химии. Программа теории полностью соответствует официальному кодификатору ЕГЭ по химии и  содержит в себе следующие главные разделы:

1 ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ
1.1 Современные представления о строении атома
1.2 Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
1.3 Химическая связь и строение вещества
1.4 Химическая реакция
2 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
2.1 Классификация неорганических веществ. Номенклатура неорганических веществ (тривиальная и международная).
2.2 Химические свойства простых веществ — металлов
2.3 Химические свойства простых веществ — неметаллов
2.4 Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.
2.5 Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.
2.6 Характерные химические свойства кислот.
2.7 Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).
3 ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
3.1 Теория строения органических соединений: гомология и изомерия (структурная и пространственная). Взаимное влияние атомов в молекулах
3.2 Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа
3.3 Классификация органических веществ. Номенклатура органических веществ (тривиальная и международная).
3.4 Характерные химические свойства углеводородов: алканов, циклоалканов, алкенов, диенов, алкинов, ароматических углеводородов (бензола и толуола).
3.5 Характерные химические свойства предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола.
3.6 Характерные химические свойства альдегидов, предельных карбоновых кислот, сложных эфиров.
3.7 Характерные химические свойства азотсодержащих органических соединений: аминов и аминокислот.
3.8 Биологически важные вещества: жиры, белки, углеводы (моносахарады, дисахариды, полисахариды)
3.9 Взаимосвязь органических соединений
4 МЕТОДЫ ПОЗНАНИЯ В ХИМИИ. ХИМИЯ И ЖИЗНЬ
4.1 Экспериментальные основы химии
4.2 Общие представления о промышленных способах получения важнейших веществ
4.3 Рачеты по химическим формулам и уравнениям реакций
Про ЕГЭ:  Итоговое сочинение и ЕГЭ-2021: где и когда узнавать результаты | Мел

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Классификация солей

Из всех химических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде.

В начале XIX в. шведский химик И. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли средние, кислые и основные.

Средние, или нормальные, соли — это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Именно с этими солями вы уже знакомы и знаете их номенклатуру. Например:

$Na_2CO_3$ — карбонат натрия,

$CuSO_4$ — сульфат меди (II) и т. д.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

$Na_2CO_3=2Na^{ } CO_2^{2-}$.

Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

К кислым солям относят, например, питьевую соду $NaHCO_3$, которая состоит из катиона металла $Na^{ }$ и кислотного однозарядного остатка $HCO_3^{−}$. Для кислой кальциевой соли формула записывается так: $Ca(HCO_3)_2$.

Названия этих солей складываются из названий средних солей с прибавлением приставки гидро-, например:

$Mg(HSO_4)_2$ — гидросульфат магния.

Диссоциируют кислые соли следующим образом:

$NaHCO_3=Na^{ } HCO_3^{-}$,

$Mg(HSO_4)_2=Mg^{2 } 2HSO_4^{-}$.

Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток.

Например, к таким солям относится знаменитый малахит $(CuOH)_2CO_3$, о котором вы читали в сказках П. Бажова. Он состоит из двух основных катионов $CuOH^{ }$ и двухзарядного аниона кислотного остатка $CO_3^{2−}$.

Катион $CuOH^{ }$ имеет заряд $ 1$, поэтому в молекуле два таких катиона и один двухзарядный анион $CO_3^{2−}$ объединены в электронейтральную соль.

Названия этих солей такие же, как и у нормальных солей, но с прибавлением приставки гидроксо-, $(CuOH)_2CO_3$ — гидро ксокарбонат меди (II) или $AlOHCl_2$ — гидроксо хлорид алюминия. Большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы.

Последние диссоциируют так:

$AlOHCl_2=AlOH^{2 } 2Cl^{–}$.

Простые вещества — металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век).

Начавшаяся примерно $100$ лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения.

В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до $3000°С$; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминий и магний.

Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов и сплавов — все зависит от поставленной цели и необходимых для ее достижения свойств материала.

Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями.

Единственный валентный электрон атома натрия $3s^1$ может занимать любую из девяти свободных орбиталей — $3s$ (одна), $3р$ (три) и $3d$ (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решетка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Такую химическую связь называют металлической. Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме.

Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь — это связь в металлах и сплавах между атомионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ — существовать в нескольких кристаллических модификациях — называют полиморфизмом.

Например, железо имеет четыре кристаллических модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

  • $α$ — устойчива до $768°С$, ферромагнитная;
  • $β$ — устойчива от $768$ до $910°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
  • $γ$ — устойчива от $910$ до $1390°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
  • $δ$ — устойчива от $1390$ до $1539°С$ ($t°_{пл.} железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модификации:

  • $α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
  • $β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). Это белое олово.

Белое олово — серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже $13,2°С$ он рассыпается в серый порошок, т.к. при переходе $β→α$ значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны определять и объяснять их физические свойства.

Каковы же они? Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства.

Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.

Почему металлы пластичны?

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, а так как электроны перемещаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов характерна большая пластичность.

Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

Наиболее пластичные металлы — это $Au, Ag, Sn, Pb, Zn$. Они легко вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить золотую фольгу толщиной $0,003$ мм, а из $0,5$ г этого металла можно вытянуть нить длиной $1$ км.

Даже ртуть, которая, как вы знаете, при комнатной температуре жидкая, при низких температурах в твердом состоянии становится ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь $Bi$ и $Mn$, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и медный цвета.

Хотя на практике металл не всегда нам кажется светлым телом. Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому самородная медь выглядит зеленоватым камнем. А во-вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листы серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они имеют голубовато-зеленый цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными.

Наибольшую отражательную способность имеют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожекторах.

Почему металлы имеют высокую электрическую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов.

Это затрудняет перемещение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует, у большинства металлов появляется сверхпроводимость.

Про ЕГЭ:  4 примера сочинений на тему: Проблемы которые затрагивает Пушкин в романе "Капитанская дочка"

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать.

Наибольшую электрическую проводимость имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, наименьшую — марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется теплопроводность металлов.

Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов, связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы ($Li, K, Na, Rb, Cs$), атомы которых имеют один валентный электрон, мягкие, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) и плавятся при невысоких температурах (например, температура плавления цезия $29°С$). Единственный металл, жидкий при обычных условиях, — ртуть — имеет температуру плавления, равную $–38,9°С$.

Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре ($842°С$).

Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона.

Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления наблюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для металлов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осуществляемой электронами внешнего слоя с $s$-орбиталей.

Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_{пл.}=3420°С$ (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл — это хром $Cr$ (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изготавливают металлорежущий инструмент, тормозные колодки тяжелых машин и др.

Металлы по-разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способностью сильно намагничиваться. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля — это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем, — диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

а) плотности — легкие ($ρ < 5 г/см^3$) и тяжелые (все остальные);

б) температуре плавления — легкоплавкие и тугоплавкие.

Железо и его сплавы принято считать черными металлами, а все остальные — цветными.

Существуют классификации металлов по химическим свойствам.

Металлы с низкой химической активностью называют благородными (серебро, золото, платина и ее аналоги — осмий, иридий, рутений, палладий, родий).

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы главной подгруппы I группы), щелочноземельные (кальций, стронций, барий, радий), а также редкоземельные металлы (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды).

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т.е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева, изменяется закономерно.

Свойства кислот

Кислый вкус, воздействие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

1. В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

$HCl=H^{ } Cl^–$,

$HNO_3=H^{ } NO_3^{-}$,

$H_2SO_4=H^{ } HSO_4^{-}⇄2H^{ } SO_4^{2-}$.

Растворы кислот изменяют цвет индикаторов: лакмуса — в красный, метилового оранжевого — в розовый, цвет фенолфталеина не изменяют.

2. Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли:

$2HCl Zn=ZnCl_2 H_2↑$,

$2H^{ } Zn=Zn^{2 } H_2↑$.

3. Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:

$2HCl ZnO=ZnCl_2 H_2O$,

$2H^{ } ZnO=Zn^{2 } H_2O$.

4. И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

а) $H^{ } OH^{–}=H_2O$.

Например, $HCl NaOH=H_2O NaCl;$

б) $H_2SO_4 NaOH={NaHSO_4}↙{text»кислая соль»} H_2O$.

5. Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

$2H^{ } CaCO_3=Ca^{2 } H_2O CO_2↑,$

$SO_4^{2-} Ba^{2 }=BaSO_4↓$.

Взаимодействие $H_3PO_4$ с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка $Ca_3(PO_4)_2$.

Особенности свойств азотной $HNO_3$ и концентрированной серной $H_2SO_4$(конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы $H^ $, а нитрат- и сульфат-ионы.

Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород $H_2$, а другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры).

Следует отметить, что третий продукт реакции металлов с этими кислотами образуется в «букете » — смеси с другими продуктами. Эти особенности химического поведения $HNO_3$ и $H_2SO_4$(конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Продукты взаимодействия простых веществ с азотной и серной кислотами.

${text»Простые вещества»}/{text»Кислоты»}$$Mg$$Al$$Zn$$Fe$$Cr$$Cu$$P$$S$
$HNO_3$
разбавленная
$Mg(NO_3)_2$
$NH_4NO_3$
$N_2$
$Al(NO_3)_3$
$NH_4NO_3$
$N_2$
$Zn(NO_3)_2$
$NH_4NO_3$
$N_2$
$Fe(NO_3)_3$
$NH_4NO_3$
$N_2$
$Cr(NO_3)_3$
$NO$
$Cu(NO_3)_2$
$NO$
$H_3PO_4$
$NO$
$H_2SO_4$
$NO$
$HNO_3$
концентрированная
$Mg(NO_3)_2$
$N_2O$
пассивирует$Zn(NO_3)_2$
$N_2O$
пассивируетпассивирует$Cu(NO_3)_2$
$N_2O$
$H_3PO_4$
$N_2O$
$H_2SO_4$
$N_2O$
$H_2SO_4$
разбавленная
$MgSO_4$
$H_2$
$Al_2(SO_4)_3$
$H_2$
$ZnSO_4$
$H_2$
$FeSO_4$
$H_2$
$CrSO_4$
$H_2$
$H_2SO_4$
концентрированная
горячая
$MgSO_4$
$H_2S$
$Al_2(SO_4)_3$
$H_2S$
$ZnSO_4$
$H_2S$
$S$
$Fe_2(SO_4)_3$
$SO_2$
$S$
$Fe_2(SO_4)_3$
$SO_2$
$CuSO_4$
$SO_2$
$H_3PO_4$
$SO_2$
$SO_2$
$H_2O$

Химические свойства алюминия

Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $ 3$.

Алюминий — серебристо-белый металл, $t°_{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

АлюминийСоединения алюминия
Оксид алюминияГидроксид алюминия
1. Серебристо-белый легкий металл.
2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки:
$4Al 3O_2=2Al_2O_3$
3. Вытесняет водород из воды:
$2Al 6H_2O=2Al(OH)_3↓ 3H_2↑$
4. Взаимодействует с кислотами:
$2Al^{0} 6H^{ }=2Al^{3 } 3H_2^0{↑}$
5. Взаимодействует с водным раствором щелочи:
$2Al 2H_2O 2NaOH=2NaAlO_2 3H_2{↑}$
6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия):
$8Al 3Fe_3O_4=9Fe 4Al_2O_3 Q$
Получение
Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите):
$2Al_2O_3=4Al 3O_2{↑}–3352 кДж$
1. Очень твердый порошок белого цвета
2. Амфотерный оксид, взаимодействует:
а) с кислотами:
$Al_2O_3 6H^{ }=2Al^{3 } 3H_2O$
б) со щелочами:
$Al_2O_3 2OH^{–}=2AlO_2^{−} H_2O$
Образуется:
а) при окислении или горении алюминия на воздухе:
$4Al 3O_2=2Al_2O_3$
б) в реакции алюминотермии:
$2Al Fe_2O_3=Al_2O_3 2Fe$;
в) при термическом разложении гидроксида алюминия:
$2Al(OH)_3=Al_2O_3 3H_2O$
1. Белый нерастворимый в воде порошок.
2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует:
а) с кислотами:
$Al(OH)_3 3HCl=AlCl_3 3H_2O$
$Al(OH)_3 3H^{ }=Al^{3 } 3H_2O$
б) со щелочами:
$Al(OH)_3 NaOH=NaAlO_2 2H_2O$
$Al(OH)_3 OH^{–}=AlO_2^{−} 2H_2O$
3. Разлагается при нагревании:
$2Al(OH)_3=Al_2O_3 3H_2O$
Образуется при:
а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка):
$Al^{3 } 3OH^{–}=Al(OH)_3↓$
б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка):
$AlO_2^{−} H^{ } H_2O=Al(OH)_3↓$
Соли алюминия в водных растворах гидролизуются:
$Al^{3 } H_2O⇄AlOH^{2 } H^{ }$
$AlOH^{2 } H_2O⇄Al(OH)_2^{ } H^{ }$
$Al(OH)_2^{ } H_2O⇄Al(OH)_{3} H^{ }$

Химические свойства железа

Железо ($Fe$) — элемент побочной подгруппы VIII группы и 4-го периода Периодической системы. Как и положено металлу $4$-го периода, атомы железа имеют четыре энергетических уровня, но заполняется у них не последний, а предпоследний, третий от ядра, уровень.

Про ЕГЭ:  Все формулы по математике. Скачать - Шпаргалки ЕГЭ по математике - Подготовка к ЕГЭ и ОГЭ

Распределение электронов таково: $2e↖{-};8e↖{-};14e↖{-};2e↖{-}$. Подобно всем металлам, атомы железа проявляют восстановительные свойства, отдавая при химических взаимодействиях не только два электрона с последнего уровня и приобретая степень окисления $ 2$, но и электрон с предпоследнего уровня, при этом степень окисления повышается до $ 3$.

Железо — металл со всеми характерными свойствами металлов: высокими тепло- и электропроводностью, ковкостью, металлическим блеском, высокой $t°_{пл}=1540°С$ и плотностью $ρ=7,85 г/{см^3}$. Железо образует сплавы с неметаллами (углеродом) и другими металлами.

Железо может намагничиваться, оно обладает ферромагнетизмом. Для железа характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Химические свойства железа и его соединений приведены в таблице. Железо входит в состав крови человека (гемоглобин), содержится оно и в некоторых растениях: шпинате, салате, капусте.

Роль железа в жизни человека общеизвестна, об этом можно не говорить. Железо — это основа всей современной цивилизации.

Железо и его соединения.

ЖелезоОксиды железа (II) и (III)Гидроксиды железа (II) и (III)
1. Серебристо-белый металл.
2. Взаимодействует с простыми веществами:
а) горит в кислороде:
$3Fe 2O_2=Fe_3O_4$
б) реагирует с хлором:
$2Fe 3Cl_2=2FeCl_3$
в) взаимодействует с серой:
$Fe S=FeS$
3. Реагирует с растворами кислот:
$Fe 2H^{ }=Fe^{2 } H_2↑$
4. Вытесняет водород из воды при сильном нагревании:
$Fe H_2O=FeO H_2↑$
5. Окисляется в присутствии воды и кислорода воздуха (с образованием ржавчины):
$4Fe 6H_2O 3O_2=4Fe(OH)_3$
6. Замещает менее активный металл в растворе его соли:
$Fe Cu^{2 }=Fe^{2 } Cu$
Получение
Восстановление оксидов железа оксидом углерода (II), водородом или алюминием:
$Fe_3O_4 4CO=3Fe 4CO_2$
$FeO H_2=Fe H_2O$
$Fe_2O_3 2Al=2Fe Al_2O_3$
1. Проявляют основные свойства, взаимодействуя с кислотами:
$FeO 2H^{ }=Fe^{2 } H_2O$
$Fe_2O_3 6H^{ }=2Fe^{3 } 3H_2O$
2. Оксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, взаимодействуя при нагревании с основными оксидами с образованием ферритов:
$MnO Fe_2O_3=Mn(FeO_2)_2$
1. Проявляют свойства нерастворимых в воде оснований:
а) взаимодействуют с кислотами:
$Fe(OH)_2 2H^{ }=Fe^{2 } 2H_2O$
$Fe(OH)_3 3H^{ }=Fe^{3 } 3H_2O$
б) разлагаются при нагревании:
$Fe(OH)_2=FeO H_2O$
$2Fe(OH)_3=Fe_2O_3 3H_2O$
2. Гидроксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, реагируя с горячими концентрированными растворами щелочей:
$Fe(OH)_3 NaOH=NaFeO_2 2H_2O$
3. Гидроксид железа (II) на воздухе окисляется в гидроксид железа (III):
$4Fe(OH)_2 O_2 2H_2O=4Fe(OH)_3$
4. Соли железа (II) и (III) гидролизуются:
$Fe^{2 } H_2O⇄FeOH^{ } H^{ }$;
$Fe^{3 } H_2O⇄FeOH^{2 } H^{ }$

Химические свойства углерода.

Углерод ($C$) — первый элемент главной подгруппы IV группы Периодической системы. На его высшем энергетическом уровне $4$ электрона, поэтому его атомы могут принимать четыре электрона, приобретая степень окисления $–4$, т.е. проявлять окислительные свойства, и отдавать свои электроны, проявляя восстановительные свойства, приобретая степень окисления $ 4$.

О свойствах аллотропных модификаций алмаза и графита мы уже говорили ранее. Химические свойства углерода и его соединений обобщены в таблице.

Углерод — это особый химический элемент. Он — основа многообразия органических соединений, из которых построены все живые организмы на планете.

Углерод и его соединения.

УглеродСоединения углерода
Оксид углерода (IV)Угольная кислота
1. Имеет аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен.
2. Проявляет восстановительные свойства:
а) горит в кислороде:
$C O_2=CO_2 Q$
неполное сгорание:
$2C O_2=2CO Q;$
б) взаимодействует с оксидом углерода (IV), образуя ядовитое вещество — угарный газ:
$C CO_2=2CO;$
в) восстанавливает металлы из их оксидов:
$C 2CuO=CO_2 2Cu$
Получение
Неполное сжигание метана:
$CH_4 O_2=C 2H_2O$
1. Газ без запаха, цвета и вкуса, тяжелее воздуха.
2. Кислотный оксид.
3. При растворении взаимодействует с водой:
$CO_2 H_2O⇄H_2CO_3$
4. Реагирует с основаниями (известковая вода при его пропускании мутнеет):
$CO2 Ca(OH)_2=CaCO_3↓ H_2O$
5. Реагирует с основными оксидами:
$CO_2 CaO=CaCO_3$
6. Образуется в реакциях:
— горения углерода в кислороде:
$C O_2=CO_2$
— окисления оксида углерода (II):
$2CO O_2=2CO_2$
— сгорания метана:
$CH_4 2O_2=CO_2 2H_2O$
— взаимодействия кислот с карбонатами:
$CaCO_3 2HCl=CaCl_2 CO_2↑ H_2O$
— термического разложения карбонатов и гидрокарбонатов:
$CaCO_3=CaO CO_2↑$
$2NaHCO_3=Na_2CO_3 CO_2↑ H_2O$
— окислительных биохимических процессов дыхания, гниения
1. Непрочная молекула. Слабая двухосновная кислота.
Равновесие в водном растворе:
$CO_2 H_2O⇄H_2CO_3⇄H^{ } HCO_3^{−}⇄2H^{ } CO_3^{2−}$
2. Взаимодействует с растворами щелочей как раствор углекислого газа в воде с образованием кислых (гидрокарбонатов) и средних (карбонатов) солей:
$CO_2 NaOH=NaHCO_3$
$CO_2 2NaOH=Na_2CO_3 H_2O$
3. Вытесняется из солей более сильными кислотами:
$CaCO_3 2HCl=CaCl_2 CO_2↑ H_2O$
4. Соли угольной кислоты подвергаются гидролизу:
$2Na^{ } CO_3^{2−} H_2O⇄2Na^{ } HCO_3^{−} OH^{–}$
$CO_3^{2−} H_2O⇄HCO_3^{−} OH^–$

Химические свойства фосфора.

Фосфор ($P$) — аналог азота. Однако атом фосфора характеризуется большим радиусом, меньшим значением электроотрицательности и более выраженными восстановительными свойствами. У фосфора реже встречается степень окисления $–3$ (только в фосфидах $Ca_3P_2, Na_3P$), чаще фосфор в соединениях имеет степень окисления $ 5$, а вот соединение фосфин ($PH_3$) — тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярная, т.к. электроотрицательности фосфора почти одинаковы.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Рассмотрим два простых вещества фосфора: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку из молекул $P_4$. Он в порошкообразном состоянии воспламеняется, светится в темноте, ядовит.

В природе фосфор в свободном виде не встречается — только в виде соединений.

Фосфор также является составной частью тканей организма человека, животных и растений.

Фосфор и его соединения.

ФосфорСоединения фосфора
Оксид фосфора (V)Фосфорная кислота
1. При обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций: красный и белый.

2. Горит в кислороде:

$4P 5O_2=2P_2O_5$

(проявляет восстановительные свойства). Белый фосфор окисляется на воздухе при комнатной температуре:

$P_4 3O_2=2P_2O_3$

Получение

$2Ca_3(PO_4)_2 10C 6SiO_2=P_4↑ 10CO↑ 6CaSiO_3–Q$

1. При обычных условиях очень гигроскопическое твердое вещество белого цвета.

2. Проявляет свойства кислотных оксидов, взаимодействуя

— с водой:

$P_2O_5 3H_2O=2H_3PO_4$

— со щелочами:

$P_2O_5 6NaOH=2Na_3PO_4 3H_2O$

— с основными оксидами:

$P_2O_5 3CaO=Ca_3(PO_4)_2$

Получение

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

$4P 5O_2=2P_2O_5$

1. При обычных условиях бесцветное твердое вещество, неограниченно растворимое в воде.

2. Слабая трехосновная кислота:

$H_3PO_4⇄H^{ } H_2PO_4^{-}⇄2H^{ } HPO_4^{2−}⇄3H^{ }PO_4^{3−}$

3. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами, а также с аммиаком:

$H_3PO_4 3NaOH=Na_3PO_4 3H_2O$
$H_3PO_4 2NaOH=Na_2HPO_4 2H_2O$
$H_3PO_4 NH_3=NH_4H_2PO_4$
$H_3PO_4 2NH_3=(NH_4)_2HPO_4$
4. Взаимодействует с основными оксидами:

$2H_3PO_4 3CaO=Ca_3(PO_4)_2 3H_2O$
5. Взаимодействует с фосфатом кальция, образуя дигидрофосфат (двойной суперфосфат):

$Ca_3(PO_4)_2 4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_2$
Получение в промышленности:

1) по реакции оксида фосфора (V) с водой:

$P_2O_5 3H_2O=2H_3PO_4;$
2) по реакции фосфата кальция с серной кислотой при нагревании:

$Ca_3(PO_4)_2 3H_2SO_4{→}↖{t°}3CaSO_4 2H_3PO_4$

Химические свойства щелочноземельных металлов ($ca, mg$)

Кальций ($Ca$) является представителем щелочноземельных металлов, как называют элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щелочи. Кальций на внеш нем энергетическом уровне содержит два электрона, степень окисления $ 2$.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний ($Mg$) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также $ 2$. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает его химическую активность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой.

Оксиды $MgO$ — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике $CaO$ называют негашеной известью, а $MgO$ — жженой магнезией, их используют в производстве строительных материалов.

Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты и называется гашением извести, а образующийся $Ca(OH)_2$ — гашеной известью. Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь $Ca(OH)_2$ в воде — известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодействием их с кислотами.

$CaCO_3$ — карбонат кальция, мел, мрамор, известняк. Применяется в строительстве. $MgCO_3$ — карбонат магния — применяется в металлургии для освобождения от шлаков. $CaSO_4·2H_2O$ — гипс. $MgSO_4$ — сульфат магния — называют горькой, или английской, солью, содержится в морской воде.

На долю кальция приходится $1,5%$ массы тела человека, $98%$ кальция содержится в костях.

Кальций и его соединения.

КальцийОксид и гидроксид кальцияСоли кальция
1. Серебристо-белый металл.
2. Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами:
$2Ca O_2=2CaO$
$Ca Cl_2=CaCl_2$
$Ca S=CaS$
$Ca H_2=CaH_2$
3. Вытесняет водород из воды:
$Ca 2H_2O=Ca(OH)_2 H_2↑$
4. Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия):
$2Ca ThO_2=Th 2CaO$
Получение
Разложение электрическим током расплава хлорида кальция:
$CaCl_2=Ca Cl_2↑$
1. Порошки белого цвета.
2. Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида:
а) взаимодействует с водой с образованием основания:
$CaO H_2O=Ca(OH)_2$
б) взаимодействует с кислотными оксидами:
$CaO SiO_2=CaSiO_3$
3. Гидроксид кальция проявляет свойства сильного основания:
$Ca(OH)_2=Ca^{2 } 2OH^{–}$
$Ca(OH)_2 CO_2=CaCO_3↓ H_2O$;
$Ca(OH)_2 Ca(HCO_3)_2=2CaCO_3↓ 2H_2O$$
Получение
1. Оксида — обжиг известняка:
$CaCO_3=CaO CO_2↑$
2. Гидроксида — гашение негашеной извести:
$CaO H_2O=Ca(OH)_2$
1. Образует нерастворимый карбонат:
$Ca^{2 } CO_3^{2−}=CaCO_3↓$
и растворимый гидрокарбонат:
$CaCO_{3(кр)} CO_2 H_2O=Ca(HCO_3)_{2(р-р)}$
2. Образует нерастворимый фосфат:
$3Сa_{2 } 2PO_4^{3−}=Ca_3(PO_4)_2↓$
и растворимый дигидрофосфат:
$Ca_3(PO_4)_{2(кр)} 4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_{2(р-р)}$
3. Гидрокарбонат разлагается при кипячении или испарении раствора:
$Ca(HCO_3)_2=CaCO_3↓ CO_2↑ H_2O$
4. Обожженный природный гипс:
$CaSO_4·2H_2O=CaSO_4·0,5H_2O 1,5H_2O$
затвердевает при взаимодействии с водой, снова образуя кристаллогидрат:
$CaSO_4·0,5H_2O 1,5H_2O=CaSO_4·2H_2O$
Оцените статью
ЕГЭ Live