Неорганическая химия (химия элементов)
учебно-методический материал по химии (10 класс) на тему

Доценко Елена Владимировна

Краткое описание физических и химических свойств элементов

Скачать:

ВложениеРазмер
Файл Химия элементов87.82 КБ

Предварительный просмотр:

СЕРА

Размещение электронов по уровням и подуровням

1s22p22p63s23p4

Размещение электронов по орбиталям
(последний слой)

Степень
окисления

Валентность

+2

II

+4

IV

+6

VI

Получение

1. 2H2S + O2® 2S + 2H2O

2. 2H2S + SO2® 3S + 2H2O

Химические свойства

Окислительные свойства серы (S0+ 2ē ®S-2)

3. Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания
2Na + S ® Na
2S

4. c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t°
2Al + 3S –
® Al2S3
Zn + S –® ZnS

5. С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения
H
2 + S ® H2S
2P + 3S ® P
2S3
C + 2S ® CS2

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями: (S - 2ē ®S+2; S - 4ē ®S+4; S - 6ē ®S+6)

6. S + O2 –® S+4O2

7. 2S + 3O2 –t°;pt® 2S+6O3

8. c галогенами (кроме йода):
S + Cl
2® S+2Cl2

9. c кислотами - окислителями:
S + 2H
2SO4(конц)® 3S+4O2 + 2H2O
S + 6HNO
3(конц)® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

10. 3S0 + 6KOH ® K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

11. сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:
S
0 + Na2S+4O3® Na2S2O3тиосульфат натрия

СЕРОВОДОРОД

Получение

12. H2 + S ¬® H2S

13. FeS + 2HCl ® FeCl2 + H2S

14. Химические свойства

15. Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота:
H
2S « H+ + HS-« 2H+ + S2-

16. Взаимодействует с основаниями:
H
2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O

17. H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства:
H
2S-2 + Br2® S0 + 2HBr
H
2S-2 + 2FeCl3® 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H
2S-2 + 4Cl2 + 4H2O ® H2S+6O4 + 8HCl
3H
2S-2 + 8HNO3(конц) ® 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O
H
2S-2 + H2S+6O4(конц)® S0 + S+4O2 + 2H2O
(при нагревании реакция идет по - иному:
H
2S-2 + 3H2S+6O4(конц) –® 4S+4O2 + 4H2O)

18. Сероводород окисляется:
при недостатке O
2
2H2S-2 + O2® 2S0 + 2H2O
при избытке O
2
2H2S-2 + 3O2® 2S+4O2 + 2H2O

19. Серебро при контакте с сероводородом чернеет:
4Ag + 2H
2S + O2® 2Ag2S + 2H2O

20. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:
H
2S + Pb(NO3)2® PbS¯ + 2HNO3
Na2S + Pb(NO3)2® PbS¯ + 2NaNO3
Pb2+ + S2- ® PbS¯
PbS + 4H
2O2® PbSO4(белый) + 4H2O

Сульфиды

Получение

21. Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:
Hg + S ® HgS

22. Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
H
2S + 2KOH ® K2S + 2H2O

23. Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:
CdCl
2 + Na2S ® 2NaCl + CdS¯
Pb(NO
3)2 + Na2S ® 2NaNO3 + PbS¯
ZnSO
4 + Na2S ® Na2SO4 + ZnS¯
MnSO
4 + Na2S ® Na2SO4 + MnS¯
2SbCl
3 + 3Na2S ® 6NaCl + Sb2S3¯
SnCl
2 + Na2S ® 2NaCl + SnS¯

Химические свойства

24. Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:
K
2S + H2O « KHS + KOH
S
2- + H2O « HS- + OH-

25. Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H
2SO4® ZnSO4 + H2S
HgS + H
2SO4 –®

26. Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:
FeS
2 + 8HNO3® Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O

27. Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:
Na
2S + nS ® Na2Sn+1 (1 £ n £ 5)

28. Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:
2Na
2S2 + 3O2® 2Na2S2O3

Оксид серы IV - SO2
(сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1VH2O растворяется 40VSO2 при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

29. При сжигании серы в кислороде:
S + O
2® SO2

30. Окислением сульфидов:
4FeS
2 + 11O2® 2Fe2O3 + 8SO2

31. Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:
Na
2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2 + H2O

32. При окислении металлов концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H
2SO4(конц)® CuSO4 + SO2 + 2H2O

Химические свойства

33. Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)
SO
2 + H2O « H2SO3 ¬K1® H+ + HSO3- ¬K2® 2H+ + SO32-
K1 = ([H+] • [HSO3-]) / [H2SO3] = 1,6 • 10-2
K2 = ([H+] • [SO32-]) / [HSO3-] = 1,3 • 10-7

34. H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).
Ba(OH)
2 + SO2® BaSO3¯(сульфит бария) + H2O
Ba(OH)
2 + 2SO2® Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)

35. Реакции окисления (S+4 – 2ē ® S+6)
SO
2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr
5SO
2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

36. Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:
2Na
2SO3 + O2® 2Na2SO4; 2SO32- + O2® 2SO42-

37. Реакции восстановления (S+4 + 4ē ® S0)
SO
2 + С –® S + СO2
SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O

Оксид серы VI - SO3
(серный ангидрид)

Получение

38. 2SO2 + O2 ¬кат;450°C® 2SO3

39. Fe2(SO4)3 –® Fe2O3 + 3SO3

Химические свойства

Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:
SO
3 + H2O®H2SO4«H+ + HSO4-« 2H+ + SO42-

H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):
2NaOH + SO
3®Na2SO4 + H2O
NaOH + SO
3®NaHSO4

СЕРНАЯ КИСЛОТА

40. разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn
0 + H2+1SO4(разб)® Zn+2SO4 + H2O

41. концентрированная H2+6SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt)
2Ag
0 + 2H2+6SO4® Ag2+1SO4 + S+4O2 + 2H2O
8Na
0 + 5H2+6SO4® 4Na2+1SO4 + H2S-2 + 4H2O

42. С0 + 2H2S+6O4(конц)® C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O

43. S0 + 2H2S+6O4(конц)® 3S+4O2 + 2H2O

44. 2P0 + 5H2S+6O4(конц) ® 5S+4O2 + 2H3P+5O4 + 2H2O

45. с основными оксидами:
CuO + H
2SO4® CuSO4 + H2O
CuO + 2H
+ ® Cu2+ + H2O

46. с гидроксидами:
H
2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2O
H
+ + OH- ® H2O
H
2SO4 + Cu(OH)2® CuSO4 + 2H2O
2H
+ + Cu(OH)2® Cu2+ + 2H2O

47. обменные реакции с солями:
BaCl
2 + H2SO4® BaSO4¯ + 2HCl
Ba
2+ + SO42-® BaSO4¯

АЗОТ

Получение

48. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:
NH
4NO2 –® N2 + 2H2O

Химические свойства

Восстановитель N20® 2N+2

49. Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С), во время грозы)
N
20 + O2« 2N+2O

Окислитель N20® 2N-3

50. c водородом (500°С, kat, p)
N
20 + 3H2« 2N-3HЗ

51. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)
6Li + N
20® 2LiЗN-3
3Mg + N20 –® MgЗN2-3

АММИАК NH3

Получение

52. Промышленный способ (p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).
N
2 + 3H2® 2NH3

53. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.
2NH
4Cl + Ca(OH)2 –® CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O
(NH
4)2SO4 + 2KOH –® K2SO4 + 2NH3 + 2Н2O

Химические свойства

54. NH3 + Н2O « NH4OH « NH4+ + OH-

55. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.
NH
3 + HCl ® NH4Cl
2NH
3 + H2SO4® (NH4)2SO4
NH3 + H2O + CO2® NH4HCO3

56. Разложение при нагревании
2N
-3H3 ¬® N20 + 3H2

57. Горение в кислороде
a) без катализатора
4N
-3H3 + 3O2= 2N20 + 6Н2O
b) каталитическое окисление ( kat = Pt )
4N
-3H3 + 5O2®=4N+2O + 6Н2O

58. Восстановление оксидов некоторых металлов
3Cu
+2O + 2N-3H3=3Cu0 + N20 + 3Н2O

СОЛИ АММОНИЯ

Получение

59. Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.
NH
3 + HNO3® NH4NO3(нитрат аммония)
2NH
4OH + H2SO4® (NH4)2SO4(cульфат аммония) + 2Н2O

Химические свойства

60. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)
NH
4Cl =NH4+ + Cl-

61. Разложение при нагревании.
a) если кислота летучая
NH
4Cl ¬= NH3 + HCl
NH
4HCO3 =NH3 + Н2O + CO2
b) если анион проявляет окислительные свойства
NH
4NO3 –® N2O + 2Н2O
(NH
4)2Cr2O7 –® N2 + Cr2O3 + 4Н2O

62. С кислотами и солями (реакция обмена)
(NH
4)2CO3 + 2НCl ® 2NH4Cl + Н2O + CO2
2NH
4++ CO32- + 2H+ + 2Cl-® 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2
CO
32- + 2H+® Н2O + CO2
(NH
4)2SO4 + Ba(NO3)2® BaSO4¯ + 2NH4NO3
2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3-® BaSO4¯ + 2NH4+ + 2NO3-
Ba2+ + SO42-® BaSO4¯

63. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:
NH
4Cl + Н2O =NH4OH + HCl
NH
4+ + Н2O = NH4OH + H+

64. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH4+)
NH
4Cl + NaOH –® NaCl + NH3 + Н2O

Оксид азота (I) N2+1O
закись азота, "веселящий газ"

Получение

65. NH4NO3 –® N2O + 2Н2O

Химические свойства

66. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:
2N
2+1O –® 2N20 + O20

67. поэтому он поддерживает горение и является окислителем
С водородом:
N
2+1O + H2® N20 + Н2O

Оксид азота (II) N+2
O окись азота

Получение

68. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)
4NH
3 +5O2® 4NO + 6H2O

69. 3Cu + 8HNO3(разб.)® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

70. N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

71. Легко окисляется кислородом и галогенами
2NO + O
2® 2NO2
2NO + Cl2® 2NOCl(хлористый нитрозил)

72. Окислитель
2N
+2O + 2S+4O2® 2S+6O3 + N20

Оксид азота (III) N2+3O3 
азотный ангидрид

Получение

73. NO2 + NO « N2O3

Химические свойства

74. Все свойства кислотных оксидов.
N
2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O

Оксидазота (IV) N+4O2
двуокисьазота, диоксидазота

Получение

75. 2NO + O2® 2NO2

76. Cu + 4HNO3(конц.)® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

77.

Химическиесвойства

78. Кислотный оксид
с водой
2NO
2 + H2O ® HNO3 + HNO2
4NO2 + 2H2O + O2® 4HNO3
со щелочами
2NO
2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O

79. Окислитель
N
+4O2 + S+4O2® S+6O3 + N+2O

80. Димеризация
2NO
2(бурый газ)« N2O4(бесцветная жидкость)

Оксид азота (V) N2+5O5
азотный ангидрид

Получение

81. 2NO2 + O3® N2O5 + O2

82. 2HNO3 +P2O5® 2HPO3 + N2O5

Химические свойства

83. Кислотный оксид
N
2O5 + H2O ® 2HNO3

84. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом):
2N
2O5® 4NO2 + O2

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА NO2

Получение

85. AgNO2 + HCl ® HNO2 + AgCl¯

Химические свойства

86. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:
HNO
2 + NaOH ® NaNO2 + H2O

87. Разлагается при нагревании:
3HNO
2® HNO3 + 2NO + H2O

88. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)
2KNO
2 + 2KI + 2H2SO4® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O
2I
- - 2ē ® I20 1
NO
2-+ 2H+ + 1ē ® NO + H2O 2
2I
- + 2NO2- + 4H+ ® I20 + 2NO + 2H2O

89. Сильный восстановитель:
HNO
2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HCl

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3

Получение

90. Лабораторный способ
KNO
3 + H2SO4(конц) –® KHSO4 + HNO3

91. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO
4NH
3 + 5O2 –500°,Pt® 4NO + 6H2O
b) Окисление кислородом воздуха NO до NO
2
2NO + O2® 2NO2
c) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода
4NO
2 + О2 + 2H2O « 4HNO3

Химические свойства

92. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:
HNO
3« H+ + NO3-

93. с основными оксидами
CuO + 2HNO
3® Cu(NO3)2 + H2O
CuO + 2H
+ + 2NO3-® Cu2+ + 2NO3- + H2O
или CuO + 2H
+® Cu2+ + H2O

94. с основаниями
HNO
3 + NaOH ® NaNO3 + H2O
H
+ + NO3- + Na+ + OH-® Na+ + NO3- + H2O
или H
+ + OH-® H2O

95. вытесняет слабые кислоты из их солей
2HNO
3 + Na2CO3® 2NaNO3 + H2O + CO2
2H
+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32-® 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2
2H
+ + СO32-® H2O + CO2

Специфические свойства азотной кислоты

96. Разлагается на свету и при нагревании
4HNO
3 –t°,hn® 2H2O + 4NO2 + O2

97. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород
металл + HNO3® соль азотной кислоты + вода + газ

98. Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:
S
0 + 6HNO3(конц)® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B
0 + 3HNO3® H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Реакции разложения нитратов при нагревании

99. Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:
2NaNO
3 –® 2NaNO2 + O2

100. Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:
2Mg(NO
3)2 –® 2MgO + 4NO2 + O2
2Cu(NO
3)2 –® 2CuO + 4NO2 + O2

101. Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

102. Hg(NO3)2 –® Hg + 2NO2 + O2
2AgNO
3 –® 2Ag + 2NO2 + O2

103. Нитрат аммония разлагаются до N2O
NH
4NO3 –® N2O + 2H2O

ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3

Получение

104. Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи):
Ca
3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C –® 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Химические свойства.

105. Реакции с кислородом:
4P
0 + 5O2 –® 2P2+5O5
(при недостатке кислорода:
P
0 + 3O2 –® 2P2+3O3)

106. С галогенами и серой:
2P + 3Cl
2® 2PCl3
2P + 5Cl2® 2PCl5
2P + 5S –® P2S5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:
PCl
3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl
PCl
5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl)

107. С азотной кислотой:
3P
0 + 5HN+5O3 + 2H2O® 3H3P+5O4 + 5N+2O

108. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:
2P
0 + 3Mg ® Mg3P2-3
(фосфид магния легко разлагается водой
Mg
3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3(фосфин))
3Li + P ® Li
3P-3

109. Со щелочью:
4P + 3NaOH + 3H
2O ® PH3 + 3NaH2PO2

Фосфин PH3

Получение

110. Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина:
Ca
3P2 + 6HCl® 3CaCl2 + 2PH3
Ca
3P2-3 + 6H2O® 3Ca(OH)2+ 2P-3H3

Химические свойства.

111. Разлагается при нагревании:
2PH
3 –® 2P + 3H2

112. Проявляет слабые основные свойства:
PH
3 + HI ® [PH4]+I-
йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.

Фосфористый ангидрид
(оксид фосфора (III)) P
2O3

Получение

113. Окисление фосфора при недостатке кислорода
4P + 3O
2® 2P2O3

Химические свойства

114. Все свойства кислотных оксидов.
P
2O3 + 3H2O® 2H3PO3

115. Сильный восстановитель
O
2+ P2+3O3® P2+5O5

Фосфорный ангидрид
(оксид фосфора (V)) P
2O5

Получение

116. 4P + 5O2 ® 2P2O5

Химические свойства

117. P2O5 + H2O ® 2HPO3(метафосфорная кислота)
P
2O5 + 2H2O ® H4P2O7(пирофосфорная кислота)
P
2O5 + 3H2O ® 2H3PO4(ортофосфорная кислота)

118. P2O5 + 3BaO ® Ba3(PO4)2

119. P2O5 + 6KOH ® 2K3PO4+ 3H2O

120. P2O5+ 2HNO3® 2HPO3 + N2O5
P2O5+ 2HClO4® 2HPO3+ Cl2O7

Метафосфорная кислота HPO3

Получение

121. P2O5+ H2O ® 2HPO3

Соли метафосфорной кислоты - метафосфаты (KPO3 – метафосфат калия)

Фосфористая кислота H3PO3

Получение

122. PCl3+ 3H2O ® H3PO3+ 3HCl

Химические свойства

123. Водный раствор H3PO3 - двухосновная кислота средней силы (соли – фосфиты):
H
3PO3+ 2NaOH®Na2HPO3+ 2H2O

124. При нагревании происходит превращение в ортофосфорную кислоту и фосфин:
4H
3PO3® 3H3PO4+ PH3

125. Восстановительные свойства:
H
3PO3+ HgCl2+ H2O ® H3PO4+ Hg + 2HCl

Ортофосфорная кислота. H3PO4

126. Диссоциация:
H
3PO4« 3H+ + PO4-3
H3PO4+ 3H2O « 3H3O+ + PO43-
H3PO4« H+ + H2PO4-
H2PO4-« H+ + HPO42-
HPO42-« H+ + PO43-

Получение

127. P2O5+ 3H2O ® 2H3PO4

128. Промышленный способ:
Ca
3(PO4)2(твердый) + 3H2SO4(конц.) ® 2H3PO4+ 3CaSO4¯

129. 3P + 5HNO3+ 2H2O ® 3H3PO4+ 5NO

Химические свойства

130. При нагревании она превращается в пирофосфорную кислоту.
2H
3PO4 –® H4P2O7 + H2O

131. Качественная реакция на обнаружение в растворе анионов PO43-
3Ag+ + PO43-® Ag3PO4¯(ярко-желтый осадок)

Фосфорные удобрения

132. Ca3(PO4)2 + 2H2SO4® Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
(Ca(H2PO4)2простой суперфосфат (обычно применяют в виде гранул Æ 2-4 мм))
Ca
3(PO4)2 + 4H3PO4® 3Ca(H2PO4)2(двойной суперфосфат)

133. Нейтрализацией гашеной извести фосфорной кислотой получают преципитат:
H
3PO4 + Ca(OH)2®CaHPO4• 2H2O

УГЛЕРОД

Химические свойства

Восстановительные свойства

134. с кислородом
C
0 + O2 –® CO2 углекислый газ
при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:
2C
0 + O2 –® 2C+2O угарный газ

135. со фтором
С + 2F
2® CF4

136. с водяным паром
C
0 + H2O –1200°® С+2O + H2 водяной газ

137. с оксидами металлов
C
0 + 2CuO –® 2Cu + C+4O2

138. с кислотами – окислителями:
C
0 + 2H2SO4(конц.)® С+4O2 + 2SO2 + 2H2O
С
0 + 4HNO3(конц.)® С+4O2 + 4NO2 + 2H2O

Окислительные свойства

139. с некоторыми металлами образует карбиды
4Al + 3C
0®Al4C3
Ca + 2C0®CaC2-4

140. с водородом
C
0 + 2H2® CH4

Оксид углерода (II) CO

Получение

141. В промышленности (в газогенераторах):
C + O
2®CO2
CO2 + C® 2CO

142. В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
HCOOH®H
2O + CO
H
2C2O4®CO + CO2 + H2O

Химические свойства

143. с кислородом
2C
+2O + O2® 2C+4O2

144. с оксидами металлов
C
+2O + CuO®Сu + C+4O2

145. с хлором (на свету)
CO + Cl
2 –hn® COCl2(фосген)

146. реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
CO + NaOH ® HCOONa(муравьинокислый натрий (формиат натрия))

147. с переходными металлами образует карбонилы
Ni + 4CO –
® Ni(CO)4
Fe + 5CO –® Fe(CO)5

Оксид углерода (IV) СO2

Получение

148. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:
CaCO
3 –® CaO + CO2

149. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:
CaCO
3 + 2HCl®CaCl2 + H2O + CO2
NaHCO
3 + HCl®NaCl + H2O + CO2

Химические свойства

150. Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты
Na
2O + CO2®Na2CO3
2NaOH + CO2®Na2CO3 + H2O
NaOH + CO
2® NaHCO3

151. При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства
С
+4O2 + 2Mg –® 2Mg+2O + C0

Качественная реакция

152. Помутнение известковой воды:
Ca(OH)
2 + CO2 ® CaCO3¯(белый осадок) + H2O

153. Оно исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:
CaCO
3 + H2O + CO2® Сa(HCO3)2

Угольная кислота H2CO3

154. Кислота слабая, существует только в водном растворе:
CO
2 + H2O « H2CO3

155. Двухосновная:
H
2CO3« H+ + HCO3-
HCO3-« H+ + CO32-

156. Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
2NaHCO
3 –® Na2CO3 + H2O + CO2
Na
2CO3 + H2O + CO2 ® 2NaHCO3

157. Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:
CuCO
3 –® CuO + CO2

158. Качественная реакция - "вскипание" при действии сильной кислоты:
Na
2CO3 + 2HCl® 2NaCl + H2O + CO2
CO
32- + 2H+®H2O + CO2

КРЕМНИЙ

1s22s22p63s23p2

Возбуждённое

состояние

Степени окисления: +4, -4.

Получение

159. 2С + Si+4O2 –® Si0 + 2CO

160. 2Mg + Si+4O2 –® 2MgO + Si0

Химические свойства

Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

161. С кислородом
Si
0 + O2 –® Si+4O2

162. С фтором (без нагревания)
Si
0 + 2F2® SiF4

163. С углеродом
Si
0 + C –® Si+4C
(SiC - карборунд -твёрдый; используется для точки и шлифовки)

164. С водородом не взаимодействует. Силан (SiH4) получают разложением силицидов металлов кислотой:
Mg
2Si + 2H2SO4®SiH4 + 2MgSO4

165. С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:
3Si + 4HNO
3 + 18HF® 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O

166. Со щелочами (при нагревании):
Si
0 + 2NaOH + H2O®Na2Si+4O3+ 2H2

Как окислитель:

167. С металлами (образуются силициды):
Si
0 + 2Mg –® Mg2Si-4

Силан SiH4

Получение

168. Mg2Si + 4HCl ® 2MgCl2 + SiH4

Химические свойства

169. SiH4 + 2O2® SiO2 + 2H2O

170. SiH4® Si + 2H2

Оксид кремния (IV) (SiO2)n

Химические свойства

171. С основными оксидами:
SiO
2 + CaO ® CaSiO3

172. Со щелочами:
SiO
2 + 2NaOH®Na2SiO3 + H2O

173. С водой не реагирует

174. С солями:
SiO
2 + CaCO3® CaSiO3 + CO2
SiO
2 + K2CO3® K2SiO3 + CO2

175. С плавиковой кислотой:
SiO
2 + 4HF ® SiF4 + 2H2O
SiO
2 + 6HF ® H2[SiF6](гексафторкремниевая кислота) + 2H2O
(реакции лежат в основе процесса травления стекла).

Кремниевыекислоты

x • SiO2 • y H2O

x = 1, y = 1 H2SiO3 - метакремниевая кислота

x = 1, y = 2 H4SiO4 - ортокремниевая кислота и т.д.

H2SiO3 - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.

Получение

176. Na2SiO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2SiO3¯

177. При нагревании разлагается:
H
2SiO3 –® H2O + SiO2

Хром и его соединения

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

Степень
окисления

24

Хром Cr

[Ar] 3d54s1

+1,+2,+3,

+4,+5,+6

Получение

178. Алюминотермия:
Cr
2O3 + 2Al ® Al2O3 + 2Cr

179. Электролизом водных растворов соединений хрома.

180. При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.
4Cr + 3O
2 –® 2Cr2O3
2Cr + 3Cl2 –® 2CrCl3
2Cr + N2 –® 2CrN
2Cr + 3S –
® Cr2S3

181. В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:
2Cr + 3H
2O«Cr2O3 + 3H2

182. В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.
Cr + 2HCl®CrCl
2 + H2
2Cr + 6HCl + O
2® 2CrCl3 + 2H2O + H2

Гидроксид хрома (II)

183. Cr(OH)2 + 2HCl ® CrCl2 + 2H2O

184. Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.
2CrCl
2 + 2HCl® 2CrCl3 + H2
4Cr(OH)
2 + O2 + 2H2O® 4Cr(OH)3

Оксид хрома (III) Cr2O3

185. 2Cr(OH)3 –® Cr2O3 + 3H2O

186. 4K2Cr2O7 –® 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2

187. (NH4)2Cr2O7 –® Cr2O3 + N2+ 4H2O

188. Cr2O3 + 2NaOH ® 2NaCrO2 + H2O

189. Cr2O3 + Na2CO3® 2NaCrO2 + CO2

190. Cr2O3 + 6KHSO4® Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O

191. При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):
2Cr
2O3 + 4KOH + KClO3® 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3

192. Cr2(SO4)3 + 6NaOH ® 2Cr(OH)3¯ + 3Na2SO4

193. Обладает амфотерными свойствами
2Cr(OH)
3 + 3H2SO4® Cr2(SO4)3 + 6H2O
Cr(OH)
3 + KOH ® K[Cr(OH)4]
(или, упрощая, Cr(OH)
3 + KOH ® KCrO2(хромат калия) + 2H2O)

194. Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:
Zn + 2Cr
+3Cl3® 2Cr+2Cl2 + ZnCl2
2Cr+3Cl3 + 16NaOH + 3Br2® 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr+6O4

Оксид хрома (VI) CrO3

195. Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).
K
2CrO4 + H2SO4® CrO3 + K2SO4 + H2O
K
2Cr2O7 + H2SO4® 2CrO3 + K2SO4 + H2O

196. CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы
CrO
3 + 2KOH ® K2CrO4 + H2O

197. В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы
2K
2CrO4 + H2SO4®K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

198. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:
K
2Cr2O7 + 2KOH® 2K2CrO4 + H2O

199. Все соединения хрома (VI) - сильные окислители
4CrO
3 + 3S® 3SO2 + 2Cr2O3

Марганец

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

Атомный
радиус,
нм

Степень
окисления

25

Марганец Mn

[Ar] 3d54s2

0,131

+2,+3,+4,

+5,+6,+7

Получение

200. Алюмотермия:
3MnO
2 + 4Al ® 2Al2O3 + 3Mn

Химические свойства

201. Реагирует с неметаллами, например, с серой:
Mn + S ® MnS

202. Растворяется в кислотах:
Mn + 2HCl®MnCl
2 + H2
(При этом образуются соединения двухвалентного марганца).

203. MnO2 + H2® MnO + H2O

204. MnSO4 + 2NaOH ® Mn(OH)2¯ + Na2SO4
Mn2+ + 2OH-® Mn(OH)2

205. Легко растворимо в кислотах:
Mn(OH)
2 + 2HCl ® MnCl2 + 2H2O
Mn(OH)
2 + 2H+® Mn2+ + 2H2O

206. На воздухе Mn(OH)2 быстро темнеет в результате окисления:
2Mn(OH)
2 + O2 + 2H2O® 2[MnO2 • 2H2O]

207. При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn2+ в MnO4-:
2Mn(OH)
2 + 5Br2 + 12NaOH –кат.CuSO4® 2NaMnO4 + 10NaBr + 8H2O
2Mn(NO
3)2 + 5PbO2 + 6HNO3® 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O
2Mn(NO
3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3® 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

Оксид марганца (IV)

208. Mn(NO3)2 –® MnO2 + 2NO2

209. Сильный окислитель:
MnO
2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O

210. При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:
MnO
2 + Na2CO3 + NaNO3 –® Na2MnO4 + NaNO2 + CO2

211. Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:
Na
2SO3 + 2KMn+7O4 + 2KOH®Na2SO4 + 2K2Mn+6O4 + H2O

212. Гидролиз манганатов протекает по схеме:
3K
2MnO4 + 2H2O« 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
3MnO
42- + 2H2O« 2MnO4- + MnO2 + 4OH-

Оксид марганца (VII)

213. 2KMnO4 + H2SO4® Mn2O7¯ + K2SO4 + H2O

214. При растворении в щелочах образует перманганаты:
Mn
2O7 + 2KOH® 2KMnO4 + H2O

215. При нагревании разлагается с выделением кислорода:
2KMnO
4 –® K2MnO4 + MnO2 + O2

ФТОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Химические свойства

216. F2 - самый сильный окислитель из всех веществ:
2F
2 + 2H2O® 4HF + O2
H2 + F2 ® 2HF (совзрывом)
Cl
2 + F2 ® 2ClF

Фтористый водород

Получение

217. CaF2 + H2SO4(конц.)® CaSO4 + 2HF

Химические свойства

218. Раствор HF в воде - слабая кислота (плавиковая):
HF«H
+ + F-

219. Плавиковая кислота растворяет стекло:
SiO
2 + 4HF®SiF4+ 2H2O
SiF
4 + 2HF®H2[SiF6] гексафторкремниевая кислота

ХЛОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Получение

220. Окисление ионов Cl- сильными окислителями или электрическим током:
MnO
2 + 4HCl®MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO
4 + 16HCl® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K
2Cr2O7 + 14HCl® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

221. электролиз раствора NaCl (промышленный способ):
2NaCl + 2H
2O®H2 + Cl2 + 2NaOH

Химические свойства

222. Реакции с металлами:
2Na + Cl
2® 2NaCl
Ni + Cl
2® NiCl2
2Fe + 3Cl2® 2FeCl3

223. Реакции с неметаллами:
H
2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl
2® 2PClЗ

224. Реакция с водой:
Cl
2 + H2O«HCl + HClO

225. Реакции со щелочами:
Cl
2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl
2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl
2 + Ca(OH)2® CaOCl2(хлорная известь) + H2O

226. Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.
Cl
2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2

Хлористый водород

Получение

227. Синтетический способ (промышленный):
H
2 + Cl2® 2HCl

228. Гидросульфатный способ (лабораторный):
NaCl(тв.)+ H
2SO4(конц.)® NaHSO4 + HCl

Химические свойства

229. Раствор HCl в воде - соляная кислота - сильная кислота:
HCl«H
+ + Cl-

230. Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:
2Al + 6HCl® 2AlCl
3 + 3H2

231. с оксидами металлов:
MgO + 2HCl ® MgCl
2 + H2O

232. с основаниями и аммиаком:
HCl + KOH®KCl + H
2O
3HCl + Al(OH)
3®AlCl3 + 3H2OHCl + NH3® NH4Cl

233. ссолями:
CaCO
3 + 2HCl®CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO
3®AgCl¯ + HNO3

234. 2Fe + 3Cl2® 2FeCl3

235. Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2

236. CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O

237. Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O

238. Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3

Хлорноватистая кислота HClO

Получение

239. Cl2 + H2O « HCl + HClO

Химические свойства

240. Разлагается, выделяя атомарный кислород
HClO –
на свету® HCl + O

241. Со щелочами дает соли – гипохлориты
HClO + KOH®KClO + H2O

242. 2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Хлористая кислота HCl+3O2

Получение

243. 2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O

244. 2ClO2 + H2O2® 2HClO2 + O2

Химические свойства

245. HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

246. Неустойчива, при хранении разлагается
4HClO
2®HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Хлорноватая кислота HClO3

Получение

247. Ba (ClO3)2 + H2SO4® 2HClO3 + BaSO4¯

Химические свойства

248. 6P + 5HClO3® 3P2O5 + 5HCl

249. HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

250. 3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 (Бертоллетова соль) + 3H2O

251. 4KClO3 –без кат® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 кат® 2KCl + 3O2

Хлорная кислота HClO4

Получение

252. KClO4 + H2SO4® KHSO4 + HClO4

Химические свойства

253. HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

254. При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
4HClO
4 –® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO
4 –®KCl + 2O2

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Получение

255. Окисление ионов Br - сильными окислителями:
MnO
2 + 4HBr®MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl
2 + 2KBr® 2KCl + Br2

Химические свойства

256. Реагирует с металлами:
2Al + 3Br
2® 2AlBr3

257. Реагирует с неметаллами:
H
2 + Br2« 2HBr
2P + 5Br
2® 2PBr5

258. Реагирует с водой и щелочами :
Br
2 + H2O«HBr + HbrO
Br
2 + 2KOH®KBr + KBrO + H2O

259. Реагирует с сильными восстановителями:
Br
2 + 2HI®I2 + 2HBr
Br
2 + H2S®S + 2HBr

Бромистый водород HBr

Получение

260. 2NaBr + H3PO4 –® Na2HPO4 + 2HBr

261. PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Химические свойства

262. Диссоциация:
HBr « H
+ + Br -

263. С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:Mg + 2HBr®MgBr2 + H2

264. с оксидами металлов:
CaO + 2HBr®CaBr
2 + H2O

265. с основаниями и аммиаком:
NaOH + HBr®NaBr + H
2O
Fe(OH)
3 + 3HBr®FeBr3 + 3H2O
NH
3 + HBr ® NH4Br

266. с солями:
MgCO
3 + 2HBr®MgBr2 + H2O + CO2
AgNO
3 + HBr®AgBr¯ + HNO3

267. HBr - сильный восстановитель:
2HBr + H
2SO4(конц.)® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl
2® 2HCl + Br2

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Получение

268. Окисление ионов I- сильными окислителями:
Cl
2 + 2KI® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4®I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Химические свойства

269. c металлами:
2Al + 3I
2® 2AlI3

270. H2 + I2« 2HI

271. с сильными восстановителями:
I
2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I
2 + H2S ® S + 2HI

272. 3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Иодистый водород

Получение

273. I2 + H2S ® S + 2HI

274. 2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI

Химические свойства

275. Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:
HI«H
+ + I-
2HI + Ba(OH)2®BaI2 + 2H2O

276. HI - очень сильный восстановитель:
2HI + Cl
2® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(конц.)® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO
4 + 9H2SO4® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

277. Идентификация анионов I- в растворе:
NaI + AgNO
3® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3® AgI¯ + HNO3


278.

HCl

соляная

хлориды

HNO3

азотная

нитраты

H2SO4

серная

сульфаты

H3PO4

ортофосфорная

ортофосфаты

H2CO3

угольная

карбонаты

H2S

сероводордная

сульфиды

H2SO3

сернистая

сульфиты

HBr

бромоводородная

бромиды

H2SiO3

кремниевая

силикаты

Cвойства кислот:

1) + металл®соль + H2

2) + осн оксид®соль + H2O

3) + основание®соль + H2O

4) С кислотами не реагируют: Cu, Hg, Ag, Au, Pt.

Cвойства щелочей:

1. + кислота ® соль+ H2O
реакция нейтрализация

2. +кисл оксид ® соль+H2O

3. + соль ® нераств основание + новая соль

Химические свойства воды:

1) + активный металл ® щелочь + H2
(LiNaKCaBaMg)

2) + металл ср активности ® оксид Me + H2

3) + оксид Me® щелочь
(осн оксид)

4) + оксид не металла ® кислота

Химические свойства оксидов

Основных

Кислотных

1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, получаются соль и вода:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

2. 2. Оксиды активных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочи:
Li2O +H2O=2LiOH

1.Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями, получаются соль и вода:
СO2 + Ca (OH)= CaCO3 + H2O

2.Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислоты:
P2O5 + 3 H2O = H3PO4

3. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием соли:
CaO + CO2 = CaCO3

4. Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие из их солей:
СaCO3 + SiO3 = CaSiO3 + CO2


По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Элективные курсы по химии "РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ" для 11 класса

Элективные курсы по химии "РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ" (поурочные планы с решениями задач)...

Урок химии 9 класс Путешествие в страну "Неорганическая химия"

Заключительный урок по разделу "Неорганическая химия"Урок-путешествие для учащихся 9 класса...

Проект по химии "Качественные реакции в неорганической химии, их практическое применение"

Проектная работа выполнена учеником 8 класса Пелагиным Никитой....

Урок – практикум «Решение экспериментальных задач по органической и неорганической химии» 11 класс ,профильный уровень, УМК "Химия" О.С.Габриелян

В результате изучения химии на профильном уровне ученик должен выполнять химический эксперимент по распознаванию важнейших неорганических и органических веществ; получению конкретных веществ, относящи...

Химический диктант по неорганической химии по теме «Обобщение знаний об основных классах неорганических соединений»

Химический диктант – метод, который относится к письменной форме контроля знаний учащихся. При проведении химических диктантов активизируется мыслительная деятельность учащихся, самопроизвольно ...