Какво взаимодейства с какво и какво се случва. Видове химични реакции
Материалният свят, в който живеем и от който сме малка част, е един и в същото време безкрайно разнообразен. Единството и многообразието на химикалите в този свят най-ясно се проявява в генетичната връзка на веществата, което е отразено в т. нар. генетичен ред. Нека да подчертаем най-характерните черти на такива серии.
1. Всички вещества от тази серия трябва да се образуват от един химичен елемент. Например серия, написана със следните формули:
2. Веществата, образувани от един и същ елемент, трябва да принадлежат към различни класове, т.е. да отразяват различни форми на неговото съществуване.
3. Веществата, които образуват генетичната линия на един елемент, трябва да бъдат свързани чрез взаимно преобразуване. На тази основа могат да се разграничат пълни и непълни генетични серии.
Например, горният генетичен състав на брома ще бъде непълен, непълен. А ето и следващия ред:
вече може да се счита за завършен: той започна с просто вещество с бром и завърши с него.
Обобщавайки горното, можем да дадем следната дефиниция на генетичния ред.
Генетичен ред- редица вещества - представители на различни класове, които са съединения на един химичен елемент, взаимно преобразувани и отразяващи общия произход на тези вещества или техния генезис.
Генетична връзка- понятие, по-общо от генетичния ред, което е, макар и ярко, но конкретно проявление на тази връзка, което се реализира във всякакви взаимни трансформации на вещества. Тогава, очевидно, първата дадена серия от вещества също отговаря на това определение.
Има три вида генетични серии:
Най-богатата гама от метали показва различни степени на окисление. Като пример, разгледайте генетичната серия от желязо със степени на окисление +2 и +3:
Припомнете си, че за да окислите желязото до железен (II) хлорид, трябва да вземете по-слаб окислител, отколкото да получите железен (III) хлорид:
Подобно на металната серия, редица неметали с различни степени на окисление са по-богати на връзки, например генетичната серия от сяра със степени на окисление +4 и +6:
Само последният преход може да предизвика затруднения. Следвайте правилото: за да получите просто вещество от окислено съединение на елемент, трябва да вземете за тази цел най-редуцираното му съединение, например летливо водородно съединение на неметал. в нашия случай:
Според тази реакция сярата се образува от вулканични газове в природата.
По същия начин за хлора:
3. Генетичната линия на метала, която съответства на амфотерния оксид и хидроксида,много богати на връзки, тъй като в зависимост от условията те проявяват или киселинни, или основни свойства.
Например, помислете за генетичния състав на цинка:
Генетична връзка между класове неорганични вещества
Характерни са реакциите между представители на различни генетични линии. Веществата от една и съща генетична серия, като правило, не взаимодействат.
Например:
1.метал + неметал = сол
Hg + S = HgS
2Al + 3I 2 = 2AlI 3
2.основен оксид + кисел оксид = сол
Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3
CaO + SiO 2 = CaSiO 3
3.основа + киселина = сол
Cu (OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H2O
FeCl 3 + 3HNO 3 = Fe (NO 3) 3 + 3HCl
сол киселина сол киселина
4.метал - основен оксид
2Ca + O 2 = 2CaO
4Li + O 2 = 2Li 2 O
5.неметал - кисел оксид
S + O 2 = SO 2
4As + 5O 2 = 2As 2 O 5
6.основен оксид - основа
BaO + H 2 O = Ba (OH) 2
Li2O + H2O = 2LiOH
7.киселинен оксид - киселина
P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4
SO3 + H2O = H2SO4
Класификацията на неорганичните вещества се основава на химичен състав- най-простата и постоянна във времето характеристика. Химичният състав на веществото показва кои елементи присъстват в него и в какво числово съотношение за техните атоми.
Елементитеусловно се разделят на елементи с метални и неметални свойства. Първите от тях винаги са включени в катионимногоелементни вещества (металнисвойства), вторият - в състава аниони (неметаленИмоти). В съответствие с периодичния закон в периодите и групите между тези елементи има амфотерни елементи, които проявяват едновременно, в една или друга степен, метални и неметални (амфотерна,двойни) свойства. Елементите от група VIIIA продължават да се разглеждат отделно (благородни газове),въпреки че за Kr, Xe и Rn са открити ясно неметални свойства (елементите He, Ne, Ar са химически инертни).
Класификацията на простите и сложните неорганични вещества е дадена в табл. 6.
По-долу са дадени дефинициите (дефинициите) на класовете неорганични вещества, техните най-важни химични свойства и методи за получаване.
Неорганични вещества- съединения, образувани от всички химични елементи (с изключение на повечето органични въглеродни съединения). Разделен по химичен състав:
Прости веществаобразуван от атоми на един елемент. Разделен по химични свойства:
метали- прости вещества от елементи с метални свойства (ниска електроотрицателност). Типични метали:
Металите са силно редуцирани в сравнение с типичните неметали. В електрохимичната серия от напрежения те са много вляво от водорода, измествайки водорода от водата (магнезий - при кипене):
Простите вещества от елементите Cu, Ag и Ni също се наричат метали, тъй като техните оксиди CuO, Ag 2 O, NiO и хидроксидите Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 са доминирани от основни свойства.
Неметали- прости вещества от елементи с неметални свойства (висока електроотрицателност). Типични неметали: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.
Неметалите са силно окислителни в сравнение с типичните метали.
Амфигени- амфотерни прости вещества, образувани от елементи с амфотерни (двойни) свойства (междинна електроотрицателност между метали и неметали). Типични амфигени: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.
Амфигените имат по-ниска редуцируемост от типичните метали. В електрохимичната серия от напрежения те са в съседство отляво на водорода или стоят зад него отдясно.
Аерогени- благородни газове, едноатомни прости вещества от елементите от VIIIA-група: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. От тях He, Ne и Ar са химически пасивни (съединения с други елементи не са получени), докато Kr, Xe и Rn проявяват някои свойства на неметали с висока електроотрицателност.
Комплексни веществаобразуван от атоми на различни елементи. Разделен по състав и химични свойства:
Оксиди- съединения на елементите с кислород, степента на окисление на кислорода в оксидите винаги е (-II). Разделен по състав и химични свойства:
Елементите He, Ne и Ar не образуват съединения с кислород. Съединенията на елементи с кислород в други степени на окисление не са оксиди, а бинарни съединения, например O + II F 2 -I и H 2 + I O 2 -I. Смесените бинарни съединения, например S + IV Cl 2 -I O-II, не принадлежат към оксиди.
Основни оксиди- продукти от пълно обезводняване (реално или условно) на основни хидроксиди, запазват химичните свойства на последните.
От типичните метали само Li, Mg, Ca и Sr образуват оксидите Li 2 O, MgO, CaO и SrO при изгаряне на въздух; оксидите Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O и BaO се получават по други методи.
Оксидите CuO, Ag 2 O и NiO също се наричат основни.
Киселинни оксиди- продукти от пълно обезводняване (реално или условно) на киселинни хидроксиди, запазват химичните свойства на последните.
От типичните неметали само S, Se, P, As, C и Si образуват оксиди SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 и SiO 2 при изгаряне на въздух; оксидите Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 и As 2 O 5 се получават по други методи.
Изключение: оксидите NO 2 и ClO 2 нямат съответните киселинни хидроксиди, но се считат за киселинни, тъй като NO 2 и ClO 2 реагират с алкали, образувайки соли на две киселини, а ClO 2 с вода, образувайки две киселини:
а) 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
б) 2ClO 2 + H 2 O (студено) = HClO 2 + HClO 3
2ClO 2 + 2NaOH (студено) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O
Оксидите CrO 3 и Mn 2 O 7 (хром и манган в най-висока степен на окисление) също са киселинни.
Амфотерни оксиди- продуктите на пълна дехидратация (реална или условна) на амфотерни хидроксиди, запазват химичните свойства на амфотерните хидроксиди.
Типичните амфигени (с изключение на Ga), когато се изгарят във въздуха, образуват оксиди BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 и PbO; амфотерните оксиди Ga 2 O 3, SnO и PbO 2 се получават по други методи.
Двойни оксидиобразуван или от атоми на един амфотерен елемент в различни степени на окисление, или от атоми на два различни (метални, амфотерни) елемента, което определя химичните им свойства. Примери:
(Fe II Fe 2 III) O 4, (Pb 2 II Pb IV) O 4, (MgAl 2) O 4, (CaTi) O 3.
Железният оксид се образува, когато желязото се изгаря във въздуха, оловен оксид се образува, когато оловото се нагрява слабо в кислород; оксидите на два различни метала се получават по други начини.
Оксиди, които не образуват сол- оксиди на неметали, които нямат киселинни хидроксиди и не влизат в реакции на образуване на сол (за разлика от основни, киселинни и амфотерни оксиди), например: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.
Хидроксиди- съединения на елементи (с изключение на флуор и кислород) с хидроксо групи O-II H, могат също да съдържат кислород O-II. При хидроксидите степента на окисление на елемента винаги е положителна (от + I до + VIII). Броят на хидроксилните групи е от 1 до 6. Те се разделят според химичните им свойства:
Основни хидроксиди (основи)образуван от елементи с метални свойства.
Получава се от реакциите на съответните основни оксиди с вода:
M 2 O + H 2 O = 2MON (M = Li, Na, K, Rb, Cs)
MO + H 2 O = M (OH) 2 (M = Ca, Sr, Ba)
Изключение: хидроксидите Mg (OH) 2, Cu (OH) 2 и Ni (OH) 2 се получават по други методи.
При нагряване настъпва истинска дехидратация (загуба на вода) за следните хидроксиди:
2LiOH = Li 2 O + H 2 O
M (OH) 2 = MO + H 2 O (M = Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)
Основните хидроксиди заместват своите хидроксилни групи с киселинни остатъци, за да образуват соли, металните елементи запазват степента си на окисление в катиони на солта.
Основните хидроксиди, добре разтворими във вода (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 и др.), се наричат алкали,тъй като именно с тяхна помощ се създава алкална среда в разтвора.
Киселинни хидроксиди (киселини)образуван от елементи с неметални свойства. Примери:
При дисоциация в разреден воден разтвор се образуват H + катиони (по-точно H 3 O +) и следните аниони, или киселинни остатъци:
Киселини могат да бъдат получени чрез реакциите на съответните киселинни оксиди с вода (по-долу са действителните реакции):
Cl2O + H2O = 2HClO
E 2 O 3 + H 2 O = 2HEO 2 (E = N, As)
As 2O3 + 3H2O = 2H3 AsO3
EO 2 + H 2 O = H 2 EO 3 (E = C, Se)
E 2 O 5 + H 2 O = 2HEO 3 (E = N, P, I)
E 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 EO 4 (E = P, As)
EO 3 + H 2 O = H 2 EO 4 (E = S, Se, Cr)
E 2 O 7 + H 2 O = 2HEO 4 (E = Cl, Mn)
Изключение: SO 2 оксид като кисел хидроксид съответства на SO 2 полихидрат н H 2 O ("сярна киселина H 2 SO 3" не съществува, но киселинни остатъци HSO 3 - и SO 3 2 - присъстват в солите).
Когато някои киселини се нагряват, настъпва истинска дехидратация и се образуват съответните киселинни оксиди:
2HAsO 2 = As 2 O 3 + H 2 O
H 2 EO 3 = EO 2 + H 2 O (E = C, Si, Ge, Se)
2HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O
2H 3 AsO 4 = As 2 O 5 + H 2 O
H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O
Когато (реалният и формален) водород на киселините се заменя с метали и амфигени, се образуват соли, киселинните остатъци запазват своя състав и заряд в солите. Киселините H 2 SO 4 и H 3 PO 4 в разреден воден разтвор реагират с метали и амфигени, стоящи в поредица от напрежения вляво от водорода, като същевременно се образуват съответните соли и се отделя водород (киселина HNO 3 не влиза в такива реакции; по-долу са типични метали, с изключение на Mg, които не са посочени, тъй като реагират с вода при подобни условия):
M + H 2 SO 4 (пасб.) = MSO 4 + H 2 ^ (M = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)
2M + 3H 2 SO 4 (пар.) = M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M = Al, Ga)
3M + 2H 3 PO 4 (разл.) = M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M = Mg, Fe, Zn)
За разлика от аноксиновите киселини, киселинните хидроксиди се наричат кислородни киселини или оксо киселини.
Амфотерни хидроксидиобразуван от елементи с амфотерни свойства. Типични амфотерни хидроксиди:
Be (OH) 2 Sn (OH) 2 Al (OH) 3 AlO (OH)
Zn (OH) 2 Pb (OH) 2 Cr (OH) 3 CrO (OH)
Той се образува от амфотерни оксиди и вода, но претърпява истинска дехидратация и образува амфотерни оксиди:
Изключение: за желязо (III) е известен само метахидроксид FeO (OH), "железен (III) хидроксид Fe (OH) 3" не съществува (не е получен).
Амфотерните хидроксиди проявяват свойствата на основни и киселинни хидроксиди; образуват два вида соли, в които амфотерният елемент е част или от катиони на солта, или от техните аниони.
За елементи с няколко степени на окисление важи правилото: колкото по-високо е степента на окисление, толкова по-изразени са киселинните свойства на хидроксидите (и/или съответните оксиди).
Сол- връзки, състоящи се от катиониосновни или амфотерни (в ролята на основни) хидроксиди и аниони(остатъци) киселинни или амфотерни (в ролята на киселинни) хидроксиди. За разлика от аноксидните соли, разглежданите тук соли се наричат кислородни солиили оксосоли.Те се разделят според състава на катиони и аниони:
Средни солисъдържат средни киселинни остатъци CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2- и др.; например: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.
Ако средните соли се получават чрез реакции, включващи хидроксиди, тогава реагентите се вземат в еквивалентни количества. Например солта K 2 CO 3 може да се получи чрез вземане на реагентите в съотношения:
2KON и 1H 2 CO 3, 1K 2 O и 1H 2 CO 3, 2KON и 1CO 2.
Реакции на образуване на средни соли:
Основа + киселина> Сол + вода
1а) основен хидроксид + кисел хидроксид> ...
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O
1б) амфотерен хидроксид + кисел хидроксид> ...
2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Zn (OH) 2 + 2HNO 3 = Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O
1в) основен хидроксид + амфотерен хидроксид> ...
NaOH + Al (OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O (в стопилката)
2NaOH + Zn (OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O (в стопилката)
Основен оксид + киселина = сол + вода
2а) основен оксид + кисел хидроксид> ...
Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O
CuO + 2HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + H 2 O
2b) амфотерен оксид + кисел хидроксид> ...
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
ZnO + 2HNO 3 = Zn (NO 3) 2 + H 2 O
2в) основен оксид + амфотерен хидроксид> ...
Na 2 O + 2Al (OH) 3 = 2NaAlO 2 + ЗН 2 O (в стопилката)
Na 2 O + Zn (OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (в стопилката)
Основа + киселинен оксид> Сол + вода
За) основен хидроксид + киселинен оксид> ...
2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O
Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
3б) амфотерен хидроксид + кисел оксид> ...
2Al (OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Zn (OH) 2 + N 2 O 5 = Zn (NO 3) 2 + H 2 O
Sv) основен хидроксид + амфотерен оксид> ...
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O (в стопилката)
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (в стопилката)
Основен оксид + Киселинен оксид> Сол
4а) основен оксид + киселинен оксид> ...
Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4, BaO + CO 2 = BaCO 3
4b) амфотерен оксид + кисел оксид> ...
Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 = Zn (NO 3) 2
4в) основен оксид + амфотерен оксид> ...
Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO = Na 2 ZnO 2
Реакции 1в, ако продължат решение, придружено от образуването на други продукти - комплексни соли:
NaOH (конц.) + Al (OH) 3 = Na
KOH (конц.) + Cr (OH) 3 = K 3
2NaOH (конц.) + M (OH) 2 = Na 2 (M = Be, Zn)
KOH (конц.) + M (OH) 2 = K (M = Sn, Pb)
Всички средни соли в разтвор са силни електролити (дисоциират се напълно).
Киселинни солисъдържат киселинни остатъци (с водород) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- и др., се образуват от действието върху основни и амфотерни хидроксиди или средни соли на излишък от киселинни хидроксиди, съдържащи най-малко два водородни атома в молекулата; съответните киселинни оксиди действат по подобен начин:
NaOH + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + H2O
Ba (OH) 2 + 2H 3 PO 4 (конц.) = Ba (H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O
Zn (OH) 2 + H 3 PO 4 (конц.) = ZnHPO 4 v + 2H 2 O
PbSO 4 + H 2 SO 4 (конц.) = Pb (HSO 4) 2
K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (конц.) = 2KN 2 PO 4
Ca (OH) 2 + 2EO 2 = Ca (HEO 3) 2 (E = C, S)
Na 2 EO 3 + EO 2 + H 2 O = 2NaHEO 3 (E = C, S)
Когато се добави хидроксидът на съответния метал или амфиген, киселинните соли се превръщат в средно:
NaHS04 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Pb (HSO 4) 2 + Pb (OH) 2 = 2PbSO 4 v + 2H 2 O
Почти всички киселинни соли са лесно разтворими във вода, дисоциират напълно (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).
Основни солисъдържат OH хидроксилни групи, разглеждани като отделни аниони, например FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, се образуват при действие върху киселинни хидроксиди излишъкосновен хидроксид, съдържащ най-малко две хидроксо групи във формулната единица:
Co (OH) 2 + HNO 3 = CoNO 3 (OH) v + H2O
2Ni (OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 v + 2H 2 O
2Cu (OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 v + 2H 2 O
Основните соли, образувани от силни киселини, при добавяне на съответния кисел хидроксид се трансформират в средни:
CoNO 3 (OH) + HNO 3 = Co (NO 3) 2 + H 2 O
Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = 2NiSO 4 + 2H 2 O
Повечето от основните соли са слабо разтворими във вода; те се утаяват по време на хидролиза на ставите, ако се образуват от слаби киселини:
2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + CO 2 ^ + 4NaCl
Двойни солисъдържат два химически различни катиона; например: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Много двойни соли се образуват (под формата на кристални хидрати) при съвместна кристализация на съответните средни соли от наситен разтвор:
K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O = K 2 Mg (SO 4) 2 6H 2 Ov
Двойните соли често са по-малко водоразтворими от отделните средни соли.
Бинарни съединенияТова са сложни вещества, които не принадлежат към класовете оксиди, хидроксиди и соли и се състоят от катиони и безкислородни аниони (реални или конвенционални).
Техните химични свойства са разнообразни и се разглеждат в неорганичната химия отделно за неметали от различни групи от периодичната таблица; в този случай класификацията се извършва според вида на аниона.
Примери за:
а) халогениди: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7
б) халгогениди: H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3, NH 4 HS, K 2 Se, NiSe
v) нитриди: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4
ж) карбиди: CH 4, Be 2 C, Al 4 C 3, Na 2 C 2, CaC 2, Fe 3 C, SiC
д) силициди: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2
д) хидриди: LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4
ж) кислородна вода H2O2, Na2O2, CaO2
з) супероксиди: HO 2, KO 2, Ba (O 2) 2
По вида на химичната връзка тези бинарни съединения се разграничават:
ковалентен: OF 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2
йонен: Nal, K 2 Se, Mg 3 N 2, CaC 2, Na 2 O 2, KO 2
Среща двойно(с два различни катиона) и смесени(с два различни аниона) бинарни съединения, например: KMgCl 3, (FeCu) S 2 и Pb (Cl) F, Bi (Cl) O, SCl 2 O 2, As (O) F 3.
Всички йонни комплексни соли (с изключение на хидроксокомплекс) също принадлежат към този клас сложни вещества (въпреки че обикновено се разглеждат отделно), например:
SO 4 K 4 Na 3
Cl K 3 K 2
Бинарните съединения включват ковалентни комплексни съединения без външна сфера, например, и [No. (CO) 4].
По аналогия с връзката между хидроксиди и соли, аноксиновите киселини и соли се изолират от всички бинарни съединения (останалата част от съединенията се класифицират като други).
Аноксикови киселинисъдържат (като оксо киселини) подвижен водород H + и следователно проявяват някои химични свойства на киселинни хидроксиди (дисоциация във вода, участие в реакциите на образуване на сол като киселина). Обичайните аноксични киселини са HF, HCl, HBr, HI, HCN и H 2 S, от които HF, HCN и H 2 S са слаби киселини, а останалите са силни.
Примери заРеакции на образуване на сол:
2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O
2H 2 S + Ba (OH) 2 = Ba (HS) 2 + 2H 2O
2HI + Pb (OH) 2 = Pbl 2 v + 2H2O
Металите и амфигените, стоящи в поредицата от напрежения отляво на водорода и не реагиращи с вода, взаимодействат със силните киселини HCl, HBr и HI (в общата форма на NG) в разреден разтвор и изместват водорода от тях (действителният са показани реакции):
M + 2NG = MG 2 + H 2 ^ (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 6NG = 2MG 3 + H 2 ^ (M = Al, Ga)
Соли без кислородобразуван от катиони на метали и амфигени (както и амониев катион NH 4 +) и аниони (остатъци) на аноксидни киселини; примери: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba (HS)2, NaCN, NH4Cl. Покажете някои химични свойства на оксосолите.
Общият метод за получаване на аноксидни соли с едноелементни аниони е взаимодействието на метали и амфигени с неметали F 2, Cl 2, Br 2 и I 2 (общо G 2) и сяра S (показани са действителните реакции ):
2M + G 2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)
M + G 2 = MG 2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)
2M + ZG 2 = 2MG 3 (M = Al, Ga, Cr)
2M + S = M 2 S (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)
M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)
Изключения:
а) Cu и Ni реагират само с халогени Cl 2 и Br 2 (продукти МCl 2, МBr 2)
б) Cr и Mn взаимодействат с Cl 2, Br 2 и I 2 (продукти CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 и MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)
в) Fe реагира с F 2 и Cl 2 (продукти FeF 3, FeCl 3), с Br 2 (смес от FeBr 3 и FeBr 2), с I 2 (продукт FeI 2)
г) Cu при реакция с S образува смес от продукти Cu 2 S и CuS
Други бинарни съединения- всички вещества от този клас, с изключение на тези, изолирани в отделни подкласове на аноксидни киселини и соли.
Методите за получаване на бинарни съединения от този подклас са разнообразни, най-простият е взаимодействието на прости вещества (показани са действителните реакции):
а) халогениди:
S + 3F 2 = SF 6, N 2 + 3F 2 = 2NF 3
2P + 5G 2 = 2RG 5 (G = F, CI, Br)
C + 2F 2 = CF 4
Si + 2G 2 = Sir 4 (G = F, CI, Br, I)
б) халкогениди:
2As + 3S = As 2 S 3
2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)
E + 2S = ES 2 (E = C, Si)
в) нитриди:
3H 2 + N 2 2NH 3
6M + N 2 = 2M 3 N (M = Li, Na, K)
3M + N 2 = M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca)
2Al + N 2 = 2AlN
3Si + 2N 2 = Si 3 N 4
г) карбиди:
2M + 2C = M 2 C 2 (M = Li, Na)
2Be + C = Be 2 C
M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)
4Al + 3C = Al 4 C 3
д) силициди:
4Li + Si = Li 4 Si
2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)
е) хидриди:
2M + H2 = 2MH (M = Li, Na, K)
M + H 2 = MH 2 (M = Mg, Ca)
ж) пероксиди, супероксиди:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (изгаряне във въздуха)
M + O 2 = MO 2 (M = K, Rb, Cs; горене във въздуха)
Много от тези вещества напълно реагират с вода (по-често те хидролизират, без да променят степените на окисление на елементите, но хидридите действат като редуциращи агенти, а супероксидите влизат в реакции на дисмутация):
РCl 5 + 4Н 2 O = Н 3 РO 4 + 5НCl
SiBr 4 + 2Н 2 O = SiO 2 v + 4НBr
P 2 S 5 + 8H 2 O = 2H 3 PO 4 + 5H 2 S ^
SiS 2 + 2H 2 O = SiO 2 v + 2H 2 S
Mg 3 N 2 + 8H 2 O = 3Mg (OH) 2 v + 2 (NH 3 H 2 O)
Na3N + 4H2O = 3NaOH + NH3H2O
Be 2 C + 4H 2 O = 2Be (OH) 2 v + CH 4 ^
MC 2 + 2H 2 O = M (OH) 2 + C 2 H 2 ^ (M = Ca, Sr, Ba)
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH) 3 v + 3CH 4 ^
MH + H 2 O = MOH + H 2 ^ (M = Li, Na, K)
MgH2 + 2H2O = Mg (OH)2 v + H2^
CaH 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2 ^
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
2MO 2 + 2H 2 O = 2MOH + H 2 O 2 + O 2 ^ (M = K, Rb, Cs)
Други вещества, напротив, са устойчиви на вода, сред тях SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si и Ca 2 Si.
Примери за задачи от части A, B, C1. Простите вещества са
1) фулерен
2. Във формулни единици за продукти на реакцията
Si + CF1 2>…, Si + O 2>…, Si + Mg>…
3. В метал-съдържащи реакционни продукти
Na + H 2 O> ..., Ca + H 2 O> ..., Al + HCl (разтвор)> ...
общата сума от броя на атомите на всички елементи е
4. Калциевият оксид може да реагира (отделно) с всички вещества в комплекта
1) CO 2, NaOH, NO
2) HBr, SO3, NH4Cl
3) BaO, SO 3, KMgCl 3
4) O 2, Al 2 O 3, NH3
5. Ще има реакция между серен оксид (IV) и
6. Солта МAlO 2 се образува чрез сливане
2) Al2O3 и KOH
3) Al и Ca (OH) 2
4) Al 2 O 3 и Fe 2 O 3
7. В молекулярното уравнение на реакцията
ZnO + HNO 3> Zn (NO 3) 2 + ...
сумата от коефициентите е
8. Продуктите на реакцията N 2 O 5 + NaOH> ... са
1) Na2O, HNO3
3) NaNO3, H2O
4) NaNO2, N2, H2O
9. Множеството от основи е
1) NaOH, LiOH, ClOH
2) NaOH, Ba (OH) 2, Cu (OH) 2
3) Ca (OH) 2, KOH, BrOH
4) Mg (OH) 2, Be (OH) 2, NO (OH)
10. Калиевият хидроксид реагира в разтвор (отделно) с веществата от комплекта
4) SO 3, FeCl 3
11–12. Остатък, съответстващ на киселината с името
11. сяра
12. Азот
има формулата
13. От солна и разредена сярна киселини не подчертавагаз само метал
14. Амфотерният хидроксид е
15-16. Според дадените формули на хидроксидите
15.H3PO4, Pb (OH)2
16. Cr (OH) 3, HNO 3
се показва формулата за средна сол
1) PL 3 (PO 4) 2
17. След преминаване на излишък от H 2 S през разтвора на бариев хидроксид, крайният разтвор ще съдържа сол
18. Ходът на реакциите е възможен:
1) CaSO 3 + H 2 SO 4> ...
2) Ca (NO 3) 2 + HNO 3>…
3) NaHCOg + K 2 SO 4>…
4) Al (HSO 4) 3 + NaOH> ...
19. В уравнението на реакцията (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4> CaHPO 4 v + ...
сумата от коефициентите е
20. Установете съответствие между формулата на веществото и групата, към която принадлежи.
21. Установете съответствие между изходните материали и реакционните продукти.
22. В схемата на трансформациите
вещества А и В са посочени в комплекта
1) NaNO3, H2O
4) HNO 3, H 2 O
23. Направете уравненията на възможните реакции по схемата
FeS> H 2 S + PbS> PbSO 4> Pb (HSO 4) 2
24. Направете уравненията на четири възможни реакции между вещества:
1) азотна киселина (конц.)
2) въглерод (графит или кокс)
3) калциев оксид
По време на химични реакции от някои вещества се получават други вещества (да не се бъркат с ядрени реакции, при които един химичен елемент се превръща в друг).
Всяка химическа реакция се описва с химично уравнение:
Реагенти → Реакционни продукти
Стрелката показва посоката на реакцията.
Например:
При тази реакция метанът (CH4) реагира с кислород (O2), което води до образуването на въглероден диоксид (CO2) и вода (H2O), или по-скоро водна пара. Ето какво се случва във вашата кухня, когато запалите газовата си горелка. Уравнението трябва да се чете така: една молекула газ метан реагира с две молекули газ кислород, което води до една молекула въглероден диоксид и две молекули вода (водна пара).
Наричат се числата пред компонентите на химичната реакция коефициенти на реакция.
Химичните реакции са ендотермичен(с поглъщане на енергия) и екзотермичен(с освобождаване на енергия). Изгарянето на метан е типичен пример за екзотермична реакция.
Има няколко вида химични реакции. Най-често:
- комбинирани реакции;
- реакции на разлагане;
- реакции на единично заместване;
- реакции на двойно заместване;
- реакции на окисление;
- редокс реакции.
Сложни реакции
При комбинирани реакции най-малко два елемента образуват един продукт:
2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- образуването на готварска сол.
Трябва да се обърне внимание на съществения нюанс на реакциите на съединението: в зависимост от условията на реакцията или пропорциите на реагентите, влизащи в реакцията, могат да се получат различни продукти. Например, при нормални условия на изгаряне на въглища се получава въглероден диоксид:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)
Ако количеството кислород е недостатъчно, тогава се образува смъртоносен въглероден оксид:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)
Реакции на разлагане
Тези реакции са като че ли по същество противоположни на реакциите на съединението. В резултат на реакцията на разлагане веществото се разлага на два (3, 4 ...) по-прости елемента (съединения):
- 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- разлагане на вода
- 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- разлагане на водороден прекис
Единични реакции на заместване
В резултат на реакции на единично заместване, по-активният елемент замества по-малко активния в съединението:
Zn (t) + CuSO 4 (p-p) → ZnSO 4 (p-p) + Cu (t)
Цинкът в разтвора на меден сулфат измества по-малко активната мед, което води до разтвор на цинков сулфат.
Степента на активност на металите чрез увеличаване на активността:
- Най-активни са алкалните и алкалоземните метали.
Йонното уравнение на горната реакция ще бъде:
Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)
Йонната връзка на CuSO 4, когато се разтваря във вода, се разлага на меден катион (заряд 2+) и анион на сулфат (заряд 2-). В резултат на реакцията на заместване се образува цинков катион (който има същия заряд като медния катион: 2-). Имайте предвид, че сулфатният анион присъства и от двете страни на уравнението, така че може да бъде съкратен от всички правила на математиката. В резултат получаваме йонно-молекулярното уравнение:
Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)
Реакции на двойно заместване
При реакциите на двойно заместване два електрона вече са заместени. Такива реакции също се наричат обменни реакции... Такива реакции протичат в разтвор с образуването на:
- неразтворимо твърдо вещество (реакция на утаяване);
- вода (реакция на неутрализация).
Реакции на утаяване
При смесване на разтвор на сребърен нитрат (сол) с разтвор на натриев хлорид се образува сребърен хлорид:
Молекулно уравнение: KCl (p-p) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)
йонно уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -
Молекулно йонно уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (s)
Ако съединението е разтворимо, то ще бъде йонно в разтвор. Ако съединението е неразтворимо, то ще се утаи, образувайки твърдо вещество.
Реакции на неутрализиране
Това са реакциите на взаимодействие на киселини и основи, в резултат на които се образуват водни молекули.
Например, реакцията на смесване на разтвор на сярна киселина и разтвор на натриев хидроксид (луга):
Молекулно уравнение: H2SO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na2SO4 (p-p) + 2H2O (g)
йонно уравнение: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (g)
Молекулно йонно уравнение: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) или H + + OH - → H 2 O (l)
Реакции на окисляване
Това са реакции на взаимодействие на вещества с газообразен кислород във въздуха, при които като правило се отделя голямо количество енергия под формата на топлина и светлина. Типична реакция на окисление е горенето. В самото начало на тази страница е дадена реакцията на взаимодействието на метан с кислород:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Метанът се отнася до въглеводороди (съединения на въглерод и водород). Когато въглеводородът реагира с кислорода, се отделя много топлинна енергия.
Редокс реакции
Това са реакции, при които има обмен на електрони между атомите на реагентите. Реакциите, обсъдени по-горе, също са редокс реакции:
- 2Na + Cl 2 → 2NaCl - съединение реакция
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакция на окисление
- Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - реакция на единично заместване
Най-подробните редокс реакции с голям брой примери за решаване на уравнения по метода на електронния баланс и метода на полуреакция са описани в раздела
