Читать онлайн «Сборник основных формул школьного курса химии». Страница 3

Окислители: FeCl3, H2SO4, HNO3, K2Cr2O7, KClO3, KMnO4, O2, F2.

Окислители и восстановители: S и другие неметаллы, SO2, KNO2, НСl, Н2O2.

Восстановители: Аl, Са и другие металлы, H2S и сульфиды, K2SO3, KI, NH3.

1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления, и записывают их отдельно:

Мn O2 + K N O3 + КОН  → К2 Мn O4 + K N O2+…

2. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда:

MnIV – 2е¯ = MnVI

NV + 2e¯ = NIII

3. Находят наименьшее общее кратное числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакции так, чтобы суммарное число принятых и отданных электронов стало равным нулю:

4. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции:

МnO2 + KNO3 + КОН → К2МnO4 + KNO2 +…

5. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами:

МnO2 + KNO3 + 2KOH = K2MnO4 + KNO2 + Н2O

1. Записывают молекулярное уравнение реакции:

КМnO4 + H2S(г) + H2S04(разб.) →

2. Записывают ионы окислителя, восстановителя и среды (для слабых электролитов, твердых веществ и газов – молекулы):

МnO4¯ + H2S + Н+ →

3. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, учитывая формы частиц, в виде которых участники реакции находятся в растворе, и соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда:

МnO4¯ + 8H+ + 5е¯ = Мn2+ + 4Н2O

H2S – 2е¯ = S + 2Н+

4. Подбирают дополнительные множители:

5. Составляют ионное уравнение реакции:

2MnO4¯ + 6H+ + 5H2S = 2Мn2+ + 5S + 8Н2O

6. Переносят полученные коэффициенты в молекулярное уравнение и подбирают коэффициенты для веществ, отсутствующих в ионном уравнении:

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O

При составлении уравнений полуреакций следует использовать молекулы воды и катионы водорода (в кислотной среде):

[НI] = Н+; [O-II] + 2Н+ = Н2O

или гидроксид-ионы (в щелочной среде):

Характер гидроксидов и соответствующих оксидов

Оснóвные

Гидроксиды: КОН; Ва(ОН)2

Оксиды: К2O; ВаО

Амфотерные

Гидроксиды: Zn(OH)2; Al(OH)3

Оксиды: ZnO: Al2O3

Кислотные

Гидроксиды (кислородсодержащие кислоты): H2SO4; HNO3

Оксиды: SO3; N2O5

Кислотный гидроксид (оксид) + основный гидроксид (оксид) = соль

Классификация солей

Средние: CaSO4; Na3PO4; K2CO3

Кислые: Ca(HSO4)2. NaH2PO4; Na2HPO4

Основные: Cu2CO3(OH)2; AlSO4(OH)

Двойные: KAl(SO4)2; Fe(NH4)2(SO4)2

Смешанные: Na3CO3(HCO3); Na2IO3(NO3)

Примеры бинарных соединений

Несолеобразующие оксиды: NO, CO

Бескислородные соли: КСl, NaI

Двойные оксиды: (FeIIFe2III)O4 или Fe3O4

Бескислородные кислоты: НСl, НВr

Другие соединения, не являющиеся оксидами, гидроксидами, солями: CS2, NH3

Общая характеристика водорода

Водород – самый распространенный элемент Вселенной.

Химический символ – Н

*Электронная формула – 1s1

Степень окисления – +I, -I

Простое вещество – Н2

Способы получения водорода

В промышленности:

1) разложение воды под действием постоянного тока в присутствии сильного электролита:

2Н2O (электролиз) → 2Н2↑(катод) + O2↑(анод);

2) взаимодействие углерода с водой:

Н2O + С (кокс) = СО + Н2↑ (800-1000 °С).

В лаборатории:

1) взаимодействие металлов (см. ЭХРН) с кислотами (кроме азотной и концентрированной серной кислот):

Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑

2) взаимодействие амфотерных металлов с водой в щелочной среде:

2Н2O + 2NaOH + Zn = Na2[Zn(OH)4] + Н2↑

3) взаимодействие металлов с водой:

2Н2O + 2Li = 2LiOH + Н2↑

4Н2O (пар) + 3Fe = (FeIIFe2III)O4 + 4Н2↑

4) реакция конмутации гидридов металлов с водой:

2Н2O + СаН2 = Са(ОН)2 + 2Н2↑

Химические свойства водорода

Водород – восстановитель:

1) с кислородом:

2Н2 + O2 = 2Н2O

2) с оксидами металлов:

СuО + Н2 = Сu + Н2O

3) с неметаллами:

Н2 + Сl2 = 2НСl

Н2 + S = H2S

Водород – окислитель:

с металлами:

Н2 + 2Na = 2NaH

Вода – важнейшее соединение водорода.

Химические свойства воды

Вода – окислитель:

1) с активными металлами в обычных условиях:

2Н2O + 2Na = 2NaOH + Н2↑

2) с менее активными металлами при высоких температурах:

Н2O + Zn = ZnO + Н2↑

Вода образует:

3) с оксидами активных металлов – основания:

К2O + Н2O = 2КОН

4) с оксидами неметаллов – кислоты:

Н2O + SO3 = H2SO4

IA– группа (щелочные элементы)

* Электронные формулы атомов:

литий Li [He]2s1, натрий Na [Ne]3s1, калий К [Ar]4s1.

Получение: электролиз расплава, например:

2NаСl(ж) → 2Na (катод) + Сl2↑(анод)

IIА-группа

* Электронные формулы атомов:

магний Mg [Ne]3s2, кальций (щелочноземельный элемент) Са [Ar]4s2.

Получение: электролиз расплава, например:

МgСl2(ж) → Mg (катод) + Сl2↑(анод)

Химические свойства щелочных металлов, магния и кальция

Реакции с неметаллами:

1) с галогенами → галогенид металла:

2Li + Br2 = 2LiBr

2) с серой → сульфид металла:

2Na + S = Na2S

3) с водородом → гидрид металла:

2К + Н2 = 2КН

4) с кислородом → оксид металла (Li2O, MgO, CaO), пероксид металла (Na2O2), надпероксид металла (КO2).

Реакции со сложными веществами:

1) с кислотами-неокислителями → соль металла + водород:

Mg + H2SO4 (разб.) = MgSO4 + H2↑

2) с водой → гидроксид металла + водород:

Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2↑

Основные свойства оксидов щелочных металлов

Реагируют:

1) с водой:

Li 2O + Н2O = 2LiОН

2) с кислотными оксидами:

К2O + SO2 = K2SO3

3) с кислотами:

3Na2O + 2Н3РO4 = 2Na3PO4 + ЗН2O

Основные свойства гидроксидов щелочных металлов

В водном растворе – сильные основания (щелочи)

КОН = К+ + ОН¯

Реагируют:

2) с кислотными оксидами:

2NaOH + СO2 = Na2CO3 + Н2O

3) с кислотами:

LiOH + НВr = LiBr + Н2O (нейтрализация)

Основные свойства оксидов магния и кальция

Реагируют:

1) с водой:

СаО + Н2O = Са(ОН)2

2) с кислотными оксидами:

MgO + SO3 = MgSO4

3) с кислотами:

СаО + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O

Основные свойства гидроксидов магния и кальция

В воде – малорастворимы, Са(ОН)2 в разбавленных растворах – сильное основание:

Са(ОН)2 = Са2+ + 2OН¯

Реагируют:

1) с кислотными оксидами:

Mg(OH)2 + N2O5 = Mg(NO3)2 + H2O

2) с кислотами:

Са(ОН)2 + 2НСl = СаСl2 + 2Н2O (нейтрализация)

IIIА-группа

*Электронная формула атома алюминия:

Al [Ne]3s23p1.

Получение:

электролиз Аl2O3 в расплаве Na3[AlF6]

2Аl2O3 → 4Аl(катод) + 3O2↑(анод) (900 °C)

Химические свойства алюминия – амфотерного элемента

Реакции с неметаллами:

1) с галогенами: 2Аl + 3I2 = 2АlI3

2) с серой: 2Аl + 3S = Al2S3

3) с кислородом: 4Аl + 3O2 = 2Аl2O3

Реакции со сложными веществами:

1) с водой:

2Аl (+Hg) + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑

2) с кислотами-неокислителями:

2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2

3) *со щелочами в водном растворе:

2Аl + 6Н2O + 2NaOH = = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2↑

и расплаве:

2Аl + 2(NaOH • Н2O) = 2NaAlO2 + ЗН2↑

*Амфотерные свойства оксида алюминия

В воде практически нерастворим. Реагирует:

1) с кислотными оксидами:

Аl2O3 + 3N2O5 = 2Al(NO3)3 (40 °C)

2) с кислотами:

Аl2O3 + 6НСl (конц., гор.) = 2АlСl3 + ЗН2O

3) со щелочами в водном растворе:

Аl2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2O = 2Na[Al(OH)4]

и расплаве (1000 °C):

Аl2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2O

*Амфотерные свойства гидроксида алюминия

В воде практически нерастворим.

Реагирует:

1) с кислотами:

2Аl(ОН)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2O

2) со щелочами в водном растворе:

Аl(ОН)3 + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4]

и расплаве (1000 °C):

Аl(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2Н2O

* Электронные формулы атомов:

углерод С [He] 2s22p 2, кремний Si [Ne] 3s23p 2.

Аллотропные модификации углерода

1) Алмаз – бесцветные прозрачные кристаллы, имеющие атомную кристаллическую решетку, состоящую из тетраэдров.

2)  Графит – серо-черные непрозрачные кристаллы, состоящие из слоев шестиугольников.

3)  Карбин – бесцветные прозрачные кристаллы, состоящие из линейных макромолекул.

4) Фуллерен – темно-красные прозрачные кристаллы, состоящие из молекул: С60 или С70 (полые сферы).

Химические свойства углерода (графита)

Реагирует при высоких температурах:

1) с водородом как окислитель:

2С + Н2 = С2Н2

2) с металлами как окислитель:

2С + Са = СаС2

3) с кислородом как восстановитель:

С + O2 = СO2 (сжигание на воздухе)