|
||||
|
II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ 1. Основные классы неорганических соединений  1.1. Оксиды Оксиды – сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента. Номенклатура: Fe2O3 – оксид железа(III), Cl2O – оксид хлора(I). Классификация оксидовНесолеобразующие (безразличные) оксиды: CO, SiO, NO, N2O. Солеобразующие оксиды: основные – оксиды металлов в степени окисления +1, +2, амфотерные – оксиды металлов в степени окисления +2, +3, +4, кислотные – оксиды металлов в степени окисления +5, +6, +7 и оксиды неметаллов в степени окисления +1 – +7. Получение оксидовГорение простых веществ: С + O2 = CO2 2Са + O2 = 2СаО Горение (обжиг) сложных веществ: CH4 + 2O2 = CO2 + 2Н2O 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 Разложение сложных веществ: CaCO3 >t> СаО + CO2 2Fe(OH)3 >t> Fe2O3 + ЗН2O Химические свойства оксидовОсновным оксидам (Na2O, CaO, CuO, FeO) соответствуют основания. СаО + Н2O = Са(OH)2 (растворимы оксиды металлов IA– и IIА-групп, кроме Be, Mg) CuO + Н2O ? (оксиды остальных металлов нерастворимы) СаО + CO2 = CaCO3 СаО + 2HCl = CaCl2 + Н2O Кислотным оксидам (CO2, Р2O5, СrO3, Mn2O7) соответствуют кислоты. SO2 + Н2O = H2SO3 (кислотные оксиды, кроме SiO2, растворимы в воде) SO2 + СаО = CaSO3 SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + Н2O Амфотерным оксидам (ZnO, Al2O3, Cr2O3, ВеО, РЬО) соответствуют амфотерные гидроксиды. ZnO + H2O ? (амфотерные оксиды нерастворимы в воде) ZnO + 2HCl = ZnCl2 + Н2O ZnO + 2NaOH >t> Na2ZnO2 + Н2O (при нагревании или сплавлении) ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] (в разбавленном растворе) 1.2. Основания Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксиль-ных групп; основания – электролиты, образующие при диссоциации в качестве анионов только анионы гидроксила. Номенклатура: Fe(OH)3 – гидроксид железа(III). Классификация оснований:– растворимые (щелочи) NaOH, KOH; – нерастворимые Fe(OH)2, Mg(OH)2; – амфотерные Zn(OH)2, Al(OH)3, Ве(OH)2, Сr(OH)3; – однокислотные NaOH, KOH; – двухкислотные Ва(OH)2, Zn(OH)2; – трехкислотные Al(OH)3, Сr(OH)3. Получение основанийПолучение щелочей: 2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2 Na2O + Н2O = 2NaOH Получение нерастворимых и амфотер-ных оснований: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2v + Na2SO4 AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3v + 3NaCl Свойства щелочей:NaOH > Na+ + OH? (? = 1, фенолфталеин – красный) NaOH + HCl = NaCl + H2O (реакция нейтрализации) 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O 2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4] 2NaOH + Al2O3 >t> 2NaAlO2 + H2O 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2v + Na2SO4 2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2 Свойства нерастворимых оснований:Fe(OH)2 - FeOH+ + OH? (? << 1); FeOH+ - Fe2+ + OH? (? << 1) Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O Fe(OH)2 >t> FeO + H2O Свойства амфотерных оснований:Al3++ ЗOH? + Н2O - Al(OH)3v + Н2O - [Al(OH)4]? + Н+ Al(OH)3 + ЗHCl = AlCl3 + ЗН2O Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] 2Al(OH)3 >t> Al2O3 + ЗН2O 1.3. Кислоты Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; кислоты – электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода. Номенклатура кислот и кислотных остатков:   Классификация кислот: – одноосновные HCl – двухосновные H2S – трехосновные Н3PO4 – кислородсодержащие HNO3 – бескислородные HCl Получение кислотCO2 + Н2O = Н2CO3 (кроме SiO2) Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3v H2 + Cl2 = 2HCl Химические свойства кислотHCl > H+ + CI? (? =1) (лакмус – красный) CH3COOH - CH3COO? + H+ (? << 1) Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (металл в ряду напряжений до Н) Cu + HCl ? (не идет, металл в ряду напряжений после Н) 2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O 2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2Н2O 2HCl + ZnO = ZnCl2 + Н2O 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3Н2O 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2^ (выделяется газ) HCl + AgNO3 = AgClv + HNO3 (образуется осадок) 1.4. Соли Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка. Соли – электролиты, образующие при диссоциации катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка. Номенклатура солейNa2HPO4 – гидрофосфат натрия Са(Н2PO4)2 – дигидрофосфат кальция AlOHSO4 – гидроксид сульфат алюминия KMgF3 – фторид калия магния NaCl • NaF – фторид хлорид натрия NaNH4HPO4 – гидрофосфат аммония натрия Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат натрия Классификация солей– средние – MgCl2, Na3PO4 – кислые – Na2HPO4, Ca(H2PO4)2 – основные – MgOHCl, (Al(OH)2)2SO4 – смешанные – NaCl • NaF, CaBrCl – двойные – KMgF3, KAl(SO4)2 – комплексные – Na2[Zn(OH)4], K3[Cr(OH)6] – кристаллогидраты – CuSO4 • 5H2O Получение солей (на примере получения CuS04)Cu + 2H2SO4 конц = CuSO4 + SO2 + 2H2O Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CuO + SO3 = CuSO4 Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O CuCO3 + H2SO4 = CuSO4 + H2O + CO2 CuCl2 + Ag2SO4 = CuSO4 + 2AgClv Химические свойства солейNaHCO3 > Na+ + HCO3? (? = 1) HCO3? - H+ + CO32- (? << 1) MgOHCl > MgOH+ + CI? (? = 1) MgOH+ - Mg2+ + OH? (? << 1) NaHSO4 > Na+ + Н+ + SO4? (? = 1) CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (Fe до Cu в ряду напряжений) Pb + ZnCl2 ? (Pb после Zn в ряду напряжений) CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2v + Na2SO4 (осадок) CuSO4 + H2S = CuSv + H2SO4 (осадок) CuSO4 + BaCl2 = BaSO4v + CuCl2 (осадок) Разложение некоторых солей при нагреванииCa(HCO3)2 >t> CaCO3v + H2O + CO2 (при кипячении воды) CaCO3 >t> CaO + CO2 (роме устойчивых карбонатов щелочных металлов) 2NaNO3 >t> 2NaNO2 + O2 (металл до Mg в ряду напряжений) 2Pb(NO3)2 >t> 2РbO + 4NO2 + O2 (металл от Mg до Cu в ряду напряжений) 2AgNO3 >t> 2Ag + 2NO2 + O2 (металл после Cu в ряду напряжений) NH4Cl >t> NH3 + HCl (при охлаждении идет в противоположном направлении) NH4NO3 >t> N2O + 2Н2O (получение «веселящего» газа) NH4NO2 >t> N2 + 2H2O (получение азота в лаборатории) (NH4)2Cr2O7 >t> N2 + Cr2O3 + 4Н2O (реакция «вулкан») 4KClO3 >400 °C> KCl + 3KClO4 2KClO3 >t, MnO4> 2KCl + 3O2 2КMnO4 >t> К2MnO4 + MnO2 + O2 Связь между классами соединенийМеталл - основный оксид - основание - соль Неметалл - кислотный оксид - кислота - соль 2. IА-группа Щелочные металлы Li, Na, К, Rb, Cs, Fr.Атомы этих элементов имеют электронную формулу ns1. Они являются сильными восстановителями. Их активность растет от лития к цезию. Для них характерна степень окисления +1. В природе щелочные металлы находятся в виде хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т. д. Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э2, например Na2. 2.1. Получение и химические свойства щелочных металлов Получение 2NaCl >электролиз расплава> 2Na + Cl2 KCl + Na >800?С> К + NaCl Горение в кислороде 4Li + O2 >t> 2Li2O 2Na + O2 >t> Na2O2 К + O2 >t> KO2 Реакции с другими неметаллами 2Na + Cl2 = 2NaCl 2Na + H2 >t> 2NaH 2К + S = K2S 6Li + N2 = 2Li3N Реакции с водой и разбавленными кислотами 2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2^ 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2^ 2.2. Получение и химические свойства соединений щелочных металлов Оксиды. Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами. 4Li + O2 >t> 2Li2O Na2O2 + 2Na >t> 2Na2O Na2O + Н2O = 2NaOH Na2O + CO2 = Na2CO3 Na2O(тв) + Al2O3(тв) >t> 2NaAlO2 Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O Гидроксиды. Гидроксиды щелочных металлов – растворимые основания, щелочи. Их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH. NaOH > Na+ + OH? (? ? 1) 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + Н2O 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O 2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 2NaOH + ZnO >t> Na2ZnO2 + H2O NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] 3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3v + 3NaCl Гидриды. Гидриды щелочных металлов – восстановители. NaH + Н2O = NaOH + Н2 NaH + HCl = NaCl + H2 NaH + Cl2 >t> NaCl + HCl Пероксиды и надпероксиды. Являются окислителями. Na2O2 + 2Н2O = 2NaOH + H2O2 Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2 Na2O2 + 2KI + 2H2SO4 = Na2SO4 + I2 + K2SO4 + 2H2O Na2O2 + CO >t> Na2CO3 2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2 2KO2 + CO >t> K2CO3 + O2 Соли. Хорошо растворяются в воде. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия – в желтый цвет, соли калия – в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду. Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH 2Na+ + CO32- + H2O - CO3? + OH? + 2Na+ CO32- + H2O - CO3? + OH? 3. IIА-группа Элементы IIА-группы имеют электронную формулу ns2. Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активными, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность II. Щелочноземельные металлы: Са, Sr, Ba, Ra. В природе элементы IIА-группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Элементы IIА-группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы. 3.1. Получение и химические свойства простых веществ Элементы IIА-группы – менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Са, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании: CaCl2 >электролиз расплава> Са + Cl2 2Са + O2 >t> 2СаО 2Mg + O2 >t> 2MgO Са + Cl2 = CaCl2 Са + Н2 >t> СаН2 Са + 2С >t> СаС2 Са + 2Н2O = Са(OH)2 + H2^ Mg + 2Н2O(хол.) ? Mg + 2Н2O(гор.) >t> Mg(OH)2 + H2^ Mg + 2HCl = MgCl2 + H2^ 4Mg + 10HNO3(pазб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 3.2. Получение и химические свойства соединений Оксиды Оксид бериллия – амфотерный оксид. Оксид магния – нерастворимый основный оксид. Оксид кальция – растворимый основный оксид. CaCO3 >t> СаО + CO2 2Са + O2 >t> 2СаО ВеО + Н2O ? ВеО + 2HCl = ВeCl2 + Н2O ВеО + 2NaOH >t> Na2BeO2 + Н2O MgO + Н2O ? MgO + 2HCl = MgCl2 + Н2O MgO + NaOH ? СаО + Н2O = Са(OH)2 СаО + CO2 = CaCO3 СаО + 2HCl = CaCl2 + Н2O Гидроксиды Гидроксид бериллия – амфотерное основание. Гидроксид магния – нерастворимое основание. Гидроксиды щелочноземельных металлов – щелочи. Ве(OH)2v + 2HCl = ВeCl2 + 2Н2O Ве(OH)2v + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] Ве(OH)2 >t> ВеО + Н2O Mg(OH)2v+ 2HCl = MgCl2 + 2Н2O Mg(OH)2v + NaOH ? Mg(OH)2 >t> MgO + H2O Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3v + H2O Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4v + 2H2O Гидриды Имеют восстановительные свойства. СаН2 + 2Н2O = Са(OH)2 + 2Н2 СаН2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2 Пероксиды ВaO2 + 2Н2O = Ва(OH)2 + Н2O2 ВaO2 + 2HCl = ВaCl2 + Н2O2 2ВaO2 + 2CO2 = 2ВaCO3 + O2 Соли Содержание ионов Са2+ и Mg2+ обуславливает жесткость воды: временную, если есть гидрокарбонаты Са и Mg, и постоянную, если в воде есть хлориды или сульфаты Са и Mg. CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3v + 2NaCl Са(HCO3)2 + Са(OH)2 = 2CaCO3v + 2Н2O Са(HCO3)2 >t> CaCO3v + Н2O + CO2^ CaCO3v + H2O + CO2 = Са(HCO3)2 CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + Н2O + CO2^ 4. IIIА-группа Элементы IIIА-группы имеют электронную формулу ns2np1. Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3 и валентность III. В группе сверху вниз возрастают металлические свойства элементов, увеличиваются восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства.  Соединения Тl3+ являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Тl+. 4.1. Химические свойства бора и его соединений 4В + 3O2 >t> 2В2O3 В2O3 + ЗН2O = 2Н3ВO3 Н3ВO3 >t> HBO2 >t> Н2В4O7 >t> В2O3 4Н3ВO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7H2O Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = Na2SO4 + 4Н3ВO3 B(OH)3 + 3C2H5OH >H2SO4(конц.)> B(OC2H5)3 + 3H2O 4.2. Химические свойства алюминия и его соединений 2Al2O3 >электролиз расплава> 4Al + 3O2 4Al + 3O2 = 2Al2O3 (металл покрыт оксидной пленкой) 2Al + 6Н2O = 2Al(OH)3 + ЗН2 (без оксидной пленки) 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + ЗН2 2Al + 2NaOH + 6Н2O = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2 8Al + 3Fe3O4 >t> 9Fe + 4Al2O3 Оксид алюминия – амфотерный оксид Al2O3 + Н2O ? Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + ЗН2O Al2O3 + 2NaOH >t> 2NaAlO2 + Н2O Гидроксид алюминия – амфотерный гидроксид. AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3v + 3NH4Cl AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3v + 3NaCl Al(OH)3v + NaOH = Na[Al(OH)4] Al(OH)3v + 3HCl = AlCl3 + 3H2O 2Al(OH)3 >t> Al2O3 + 3H2O Соли алюминия гидролизуются. Некоторые из них (Al2S3, Al2(CO3)3) полностью разлагаются водой. Al2S3 + 6Н2O = 2Al(OH)3v + 3H2S^ Al2(CO3)3 + ЗН2O = 2Al(OH)3v+ 3CO2^ 5. IVA-группа Элементы IVA-группы имеют электронную формулу ns2np2. Углерод и кремний являются неметаллами, германий, олово, свинец – металлами. Для элементов характерны степени окисления +4, +2, 0, -4 и валентность IV. В возбужденном состоянии атомы имеют конфигурацию ns1nps, в этом состоянии для них характерна sp3-гибридизация. 5.1. Свойства углерода и его соединений Характерные степени окисления углерода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.  Свойства углерода 2С + O2(недостаток) >t> 2CO С + O2(избыток) >t> CO2 С + CO2 >t> 2CO С + CuO >t> Cu + CO 4С + Fe3O4 >t> 3Fe + 4CO ЗС + СаО >t> СаС2 + CO 2С + Са >t> СаС2 ЗС + 4Al >t> Al4С3 С + 4НNO3(конц.) >t> CO2 + 4NO2 + 2Н2O Свойства оксида углерода (II) – угарного газа 2CO + O2 >t> 2CO2 ЗCO + Fe2O3 >t> 2Fe + ЗCO2 CO + CuO >t> Cu + CO2 CO + H2O >t, катализатор> CO2 + Н2 CO + NaOH >t, p> HCOONa Свойства оксида углерода(IV) – углекислого газа CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + Н2O + CO2^ CaCO3 >t> СаО + CO2 CO2 + Н2O - Н2CO3 - H+ + HCO3? - 2Н+ + CO32- CO2 + Са(OH)2 = CaCO3v + Н2O CO2 + Н2O + CaCO3v = Са(HCO3)2 CO2 + 2Mg >t> С + 2MgO Свойства карбонатов и гидрокарбонатов NaOH + CO2 = NaHCO3 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O Са(HCO3)2 >100 °C> CaCO3v + Н2O + CO2^ CaCO3 >1000 °C> СаО + CO2 2NaHCO3 >t> Na2CO3+ Н2O + CO2^ NaHCO3+ CH3COOH = CH3COONa + Н2O + CO2^ CaCO3 + Н2O + CO2 = Са(HCO3)2 Са(HCO3)2 + Са(OH)2 = CaCO3v + 2Н2O Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH NaHCO3 + (Н2O) - NaOH + (Н2O) + CO2 Свойства карбидов СаС2 + 2Н2O = Са(OH)2 + С2Н2 Al4С3 + 12HCl = 4AlCl3 + ЗCH4 5.2. Получение и свойства кремния и его соединений Простое вещество SiO2 + 2Mg >t> Si + 2MgO Si + O2 >t> SiO2 Si + 2F2 = SiF4^ Si + 2Mg >t> Mg2Si Si + 2KOH + 2H2O = K2SiO3 + 2H2 Силан SiH4 Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4^ SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2Н2O (самовоспламенение на воздухе) Оксид кремния (IV) SiO2 + H2O ? SiO2 + 2NaOH >t, сплавление> Na2SiO3 + Н2O SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O Кремниевая кислота и силикаты. Кремниевая кислота имеет полимерное строение и состав xSiO2 • yH2O. H2SiO3 – условная формула, такого соединения не выделено. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3v + 2NaCl Na2SiO3 + 2Н2O + 2CO2 = 2NaHCO3 + H2SiO3v H2SiO3 >t> SiO2 + H 2O 5.3. Получение и свойства соединений олова и свинца Гидроксиды олова и свинца имеют амфо-терные свойства. При этом в степени окисления элемента +2 в гидроксидах преобладают основные свойства, а в степени окисления +4 – кислотные. Соединения Sn2+ имеют восстановительные свойства, а соединения РЬ4+ – окислительные: SnCl2 + 2NaOH = Sn(OH)2v + 2NaCl Sn(OH)2v + 2HCl = SnCl2 + 2H2O Sn(OH)2v + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4] SnCl4 + 4NH4OH = H2SnO3v + 4NH4Cl + H2O H2SnO3v + 2NaOH + H2O = Na2[Sn(OH)6] H2SnO3v + 4HCl = SnCl4 + 3H2O SnCl2 + 2FeCl3 = 2FeCl2 + SnCl4 PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2^ + 2H2O 6. VA-группa Элементы VA-группы имеют электронную формулу ns2nps. Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, висмут и сурьма имеют металлические свойства. Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3. Оксиды Э2O5 имеют кислотные свойства, свойства оксидов Э2O3: кислотные – для N и Р, амфотерные – для As и Sb, основные – для Bi. 6.1. Получение и свойства азота и его соединений Характерные степени окисления азота, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.  Простое вещество NH4NO2 >t> N2 + 2H2O N2 + 6Li = 2Li3N N2 + 3Ca >t> Ca3N2 N2 + O2 >t> 2NO Соединения азота (-3) N2 + ЗН2 >t, p, катализатор> 2NH3 Ca3N2 + 6H2O = ЗСа(OH)2 + 2NH3 2NH4Cl + Са(OH)2 >t> CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O NH3 + Н2O - NH3 • Н2O - NH4+ + OH? NH3 + HCl = NH4Cl 4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O 4NH3 • H2O + Ag2O = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O 4NH3 + 5O2 >Pt, t> 4NO + 6H2O 2NH3 + 3CuO >t> 3Cu + N2 + 3H2O NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O NH4Cl >t> NH3 + HCl NH4NO2 >t> N2 + 2H2O (NH4)2CO3 >t> 2NH3 + H2O + CO2 NH4NO3 >t> N2O + 2H2O NH4NO2 >t> N2 + 2H2O (NH4)2Cr2O7 >t> N2 + Cr2O3 + 4H2O Оксиды азота 2N2O >t> 2N2 + O2 2HNO2 = NO2 + NO + H2O 2NO2 + Н2O(хол.) = HNO2 + HNO3 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O 3NO2 + H2O(rop.) = 2HNO3 + NO 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 N2O3 = NO + NO2 2N2O5 = 2NO2 + O2 N2O5 + H2O = 2HNO3 N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O Соединения азота (+3) Ba(NO2)2 + H2SO4(разб.) = BaSO4v + 2HNO2 (на холоду) NO2 + NO + H2O = 2HNO2 (на холоду) 2HNO2 = NO2 + NO + H2O 2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O 5NaNO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O 2NaNO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + 2NO + K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O Соединения азота (+5) N2 + 3H2 >t, p, катализатор> 2NH3 4NH3 + 5O2 >Pt, t> 4NO + 6H2O 2NO + O2 = 2NO2 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 NaNO3 + H2SO4(конц.) = HNO3 + NaHSO4 4HNO3 >hv > 4NO2 + O2 + 2H2O Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4Ca + 10HNO3(конц.) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O 4Са + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O HNO3(конц.) пассивирует на холоду Al, Fe, Cr. Fe + 6HNO3 (конц.) >t> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Fe + 4HNO3 (разб.) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O ЗР + 5HNO3(разб.) + 2Н2O = 3H3PO4 + 5NO S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 3H2O 2KNO3 >t> 2KNO2 + O2 (металлы до Mg в ряду напряжений) 2Cu(NO3)2 >t> 2CuO + 4NO2 + O2 (металлы от Mg до Cu) 2AgNO3 >t> 2Ag + 2NO2 + O2 (металлы после Cu в ряду напряжений) 4Fe(NO3)2 >t> 2Fe2O3 + 8NO2 + O2 6.2. Получение и свойства фосфора и его соединений Простое вещество (Р4 – белый фосфор, Р – красный фосфор) 2Са3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 >t> Р4 + 6CaSiO3 + 10CO 4Р + 5O2 >t> Р4О10 Р4 + 6Са >t> 2Са3Р2 Фосфин РН3 Zn3P2 + 6HCl = 2PH3^ + 3ZnCl2 Са3Р2 + 6Н2O = 2PH3^ + 3Ca(OH)2 2РН3 + 2O2 = Н3PO4 РН3 + HI= PH4I (на холоду) Фосфористая кислота Н3PO3 (Н2РHO3 – двухосновная кислота) Р4O6 + 6Н2O = 4Н3PO3 Н3PO3 + NaOH = NaH2PO3 + H2O (NaHPHO3 – кислая соль) Н3PO3 + 2NaOH = Na2HPO3 + H2O (Na2PHO3 – средняя соль) Фосфорные кислоты: метафосфорная НPO3 (Нn(PO3)n, где n = 3, 4), дифосфорная – Н4Р2O7, ортофосфорная – Н3PO4. Р4 + 5O2 = Р4О10 Р4О10 >Н2O, 0 °C> НPO3 >Н2O, 20 °C> Н4Р2O7 >Н2O, 10 °C> Н3PO4 Н3PO4 >t> Н4Р2O7 >t> НPO3 Н3PO4 + NH3 = NH4H2PO4 Н3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O Н3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O Н3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 Са3(PO4)2 + 2H2SO4 = Са(Н2PO4)2 + 2CaSO4 2Са3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 >t> Р4 + 6CaSiO3 + 10CO 7. VIA-группа VIA-группу образуют четыре неметалла: кислород, сера, селен, теллур, называемые халькогенами, и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA-группы имеют электронную формулу ns2np4. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть. 7.1. Кислород и его соединения Кислород – самый распространенный элемент земной коры. Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Возможные степени окисления кислорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.  Получение и свойства кислорода Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха. 2КMnO4 >t> К2MnO4 + MnO2 + O2 2KClO3 >t> 2KCl + 3O2 (NaOH) + 2Н2O >электролиз раствора> 2Н2 + O2 O2 + 2F2 = OF2 2Са + O2 = 2СаО S + O2 = SO2 2С2Н2 + 5O2 = 4CO2 + 2Н2O 4FeS2 + 11O2 >t> 2Fe2O3 + 8SO2 4NH3 + 3O2 = 6Н2O + 2N2 4NH3 + 5O2 >p, t, Pt> 4NO + 6Н2O Получение и свойства озона O3 3O2 >hv> 2O3 O3 = O2 + О KI + Н2O + O3 = I2 + 2KOH + O2 Свойства пероксида водорода ВaO2 + H2SO4 = BaSO4v + Н2O2 (на холоду) 2Н2O2 >MnO2> 2Н2O + O2 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Н2O2 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 2KI + H2SO4 + H2O2 = I2 + K2SO4 + 2Н2O Н2O2 + O3 = 2O2 + Н2O 7.2. Сера и ее соединения Характерные степени окисления серы, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.  Чистая сера – хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько модификаций: ромбоэдрическую и призматическую, также пластическую (аморфную). Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S8. В расплаве серы существуют молекулы S8, S6, в парах серы – молекулы S6, S4, S2. Получение и свойства серы FeS2 >t> FeS + S SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O S + O2 >t> SO2 Fe + S >t> FeS Hg + S = HgS S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O Получение и свойства соединений серы (-2) FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S H2S - H+ + HS? - 2H+ + S2- 2H2S + O2 (недостаток) = 2Sv + 2H2O 2H2S + 3O2 (избыток) >t> 2SO2 + 2H2O 2H2S + SO2 = 3Sv + 2H2O H2S + I2 = Sv+ 2HI 5H2S + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5Sv + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 3H2S + 4H2SO4 + K2Cr2O7 = 3Sv + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O Na2S + 2H2O - NaHS + NaOH Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3v + 3H2S^ 3Na2S + Cr2(SO4)3 + 6H2O = 2Cr(OH)3^ + 3H2S^+ 3Na2SO4 Получение и свойства соединений серы (+4) S + О2 >t> SO2 4FeS2 + 11O2 >t> 2Fe2O3 + 8SO2 SO2 + Н2O - H2SO3 - Н+ + HSO3? - 2Н+ + SO32- Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2^ SO2 + NaOH = NaHSO3 SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O H2SO3 + 2H2S = 3Sv + 3H2O 2SO2 + O2 >p, t, Pt > 2SO3 H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl 5SO2 + 2H2O + 2KMnO4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 Получение и свойства соединений серы (+6) 4FeS2 + 11O2 >t> 2Fe2O3 + 8SO2 2SO2 + O2 >p, t, V2O5> 2SO3 H2O + SO3 = H2SO4 H2SO4 + SO3 = H2SO4 • SO3 = H2S2O7 (олеум) H2S2O7 + H2O = 2H2SO4 Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2 Cu + H2SO4 (разб.) ? H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4 • H2O + Q Концентрированная серная кислота пассивирует на холоду Al, Fe, Cr. 2Fe + 6H2SO4 (конц.) >t> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O Cu + 2H2SO4 (конц.) >t> CuSO4 + SO2 + 2Н2O 3Zn + 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O 4Ca + 5H2SO4 (конц.) = 4CaSO4 + H2S + 4H2O 2H2SO4 (конц.) + S >t> 3SO2 + H2O 2H2SO4 (конц.) + С >t> 2SO2 + CO2 + 2H2O 8. VIIA-группa Атомы галогенов, образующих VIIA-группу, имеют электронную конфигурацию ns2np5. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I > At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. F2 и Cl2 – газы, Br2 – жидкость, I2 – твердое вещество. С увеличением радиуса атомов галогенов растет объем их атомов и молекул, а также их поляризуемость. Это приводит к увеличению сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван дер Ваальса) и повышению температур плавления и кипения простых веществ. HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде образуют кислоты (HF – слабую, HCl, HBr и HI – сильные). В HF имеются сильные водородные связи. В ряду HCl – HBr – HI сила кислот несколько увеличивается в связи с увеличением поляризуемости молекул, пропорциональной их объему. Электронная формула атома водорода 1s1. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s2. Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA-группе. 8.1. Водород и его соединения Водород – наиболее распространенный элемент во Вселенной. Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Возможные степени окисления водорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.  CH4 + 2Н2O >t, катализатор> 4Н2 + CO2 Zn + 2HCl = ZnCl2 + Н2 (NaOH) + 2Н2O >электролиз раствора> 2Н2 + O2 Н2 + 2Na >t> 2NaH Н2 + Са >t> СаН2 2Н2 + O2 = 2Н2O Н2 + Cl2 >hv> 2HCl ЗН2 + N2 >t, p, катализатор> 2NH3 NaH + Н2O = NaOH + Н2 СаН2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2 8.2. Вода Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те. Кислород в молекуле воды находится в состоянии sp3-гибридизации, две связи О—Н и две неподеленные пары кислорода располагаются тетраэдрически, угол между связями О—Н равен 104,5°, поэтому молекула воды полярная. Вода является хорошим растворителем для веществ с ионными или полярными связями. 2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2 Fe + 4Н2O >t> Fe3O4 + 4Н2 Ag + Н2O ? Н2O + СаО = Са(OH)2 Н2O + Al2O3 ? N2O3 + Н2O = 2HNO2 2CuSO4 + 2Н2O - (CuOH)2SO4 + H2SO4 H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4 • H2O CuSO4 + 5H2O = CuSO4 • 5H2O 8.3. Фтор и его соединения Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем. F2 + Н2 = 2HF 2F2 + 2Н2O = 4HF + O2 F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2 4HF + SiO2 = SiF4^ + 2Н2O 8.4. Хлор и его соединения Хлор – тяжелый газ желто-зеленого цвета, с резким запахом. 2NaCl + 2Н2O >электролиз раствора> Н2 + Cl2 + 2NaOH 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8Н2O MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2Н2O Cl2 + Н2 >hv> 2HCl CH4 + Cl2 >hv> CH3Cl + HCl С2Н4 + Cl2 = С2Н4Cl2 Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2 Cl2 + Н2O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования) HClO = HCl + О (атомарный кислород – окислитель) Cl2 + 2KOH = KCl + KClO +Н2O 2Cl2 + 2Са(OH)2 = CaCl2 + Са(ClO)2 + 2Н2O Смесь CaCl2 и Са(ClO)2 – хлорная, или белильная, известь. ЗCl2 + 6KOH >100 °C> 5KCl + KClO3 + ЗН2O KClO3 – хлорат калия, или бертолетова соль. 4KClO3 >400 °C> KCl + ЗKClO4 2KClO3 >v>2KCl + 3O2 Сила кислот растет в ряду: HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4. 2HCl + Fe = FeCl2 + H2^ 2HCl + CuO = CuCl2 + H2O 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O HCl + AgNO3 = AgClv + HNO3 HCl + NH3 = NH4Cl 8.5. Бром, иод и их соединения Бром – темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод – кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного – дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор > бром > иод. 2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 2Al + ЗBr2 = 2AlBr3 2Al + 3I2 = 2AlI3 Br2 + Н2 - 2HBr I2 + Н2 ^ 2Ш AgNO3 + NaBr = AgBrv + NaNO3 AgNO3 + NaI = AgIv+ NaNO3 I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 10KI + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O 9. d-Элементы В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-под-уровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d-элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро– и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент. 9.1. Хром и его соединения Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета. Электронная формула атома хрома 1s22s22p63s23p63d54s1. Характерные степени окисления хрома, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.  Получение и свойства хрома FeO • Cr2O3 + 4CO >t> Fe + 2Cr + 4CO2 (Fe + 2Cr) – феррохром Сr2O3 + 2Al >t> 2Сr + Al2O3 – метод алюминотермии Хром пассивируется на холоду концентрированными азотной и серной кислотами. Сr + 2HCl = СrCl2 + Н2 СrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2v + 2NaCl Свойства соединений хрома (+2) и хрома (+3) Гидроксид хрома(II) сразу окисляется кислородом воздуха. 4Сr(OH)2 + O2 + 2Н2O = 4Сr(OH)3 СrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3v + 3NaCl Cr(OH)3v + 3Na(OH) = Na3[Cr(OH)6] Cr2O3 + 2NaOH >t> 2NaCrO2 + H2O Cr(OH)3v + 3HCl = CrCl3 + 3H2O 2Cr(OH)3 >t> Cr2O3 + 3H2O 2CrCl3 + 3Cl2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O 2Na3Cr(OH)6 + 3Br2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O Свойства соединений хрома (+6) CrO3 + Н2O = H2CrO4 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 Желтый раствор хромата калия устойчив в щелочной среде, оранжевый раствор дихромата калия – в кислой среде. К2Сr2O7 + 2KOH = 2К2СrO4 + Н2O 2K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + Н2O (NH4)2Cr2O7 >t> Cr2O3 + N2 + 4Н2O Дихромат калия – окислитель в кислой среде. К2Сr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3NaNO2 = Cr2(SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4 + 4H2O K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 9.2. Марганец и его соединения Марганец – серебристо-белый твердый и хрупкий металл. Характерные степени окисления марганца, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.  Получение и свойства марганца FeO • Mn2O3 + 4CO >t> Fe + 2Mn + 4CO2 (Fe + 2Mn) – ферромарганец Mn2O3 + 2Al >t> 2Mn + Al2O3 – метод алюминотермии Mn + 2HCl = MnCl2 + Н2 Mn + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2 + 2Н2O ЗMn + 8HNO3 (разб.) = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4Н2O Свойства соединений марганца (+2) MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2v + Na2SO4 Mn(OH)2v + 2NaOH ? Mn(OH)2v + H2SO4 = MnSO4 + 2H2O 2Mn(OH)2v + O2 = MnO2v + 2H2O Mn(OH)2v + 2NaOH + Br2 = MnO2v + 2NaBr + 2H2O Mn(OH)2v >t> MnO + H2O^ 2Mn(NO3)2 + 16HNO3 + 5NaBiO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 5NaNO3 + 7H2O 3MnCl2 + 2KClO3 + 12NaOH >сплавление> 3Na2MnO4 + 2KCl + 6NaCl + 6H2O Свойства соединений марганца (+4) MnO2 – устойчивый амфотерный оксид, сильный окислитель. MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2Н2O 3MnO2 + KClO3 + 6KOH >сплавление> 3K2MnO4 + KCl + 3H2O^ Свойства соединений марганца (+6) Соединения устойчивы лишь в сильнощелочной среде. К2MnO4 + 8HCl = MnCl2 + 2Cl2 + 2KCl + 4Н2O Свойства соединений марганца (+7) Сильные окислители в кислой среде. 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH 2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O 2KMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O 2KMnO4 + 8H2SO4 + 10KI = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5NaNO2 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 >t> K2MnO4 + MnO2 + O2^ 9.3. Железо и его соединения Железо является вторым после алюминия металлом по распространенности в природе. Характерные степени окисления железа, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.  Соединения железа (+8) малохарактерны. Получение и свойства железа 3Fe2O3 + CO >t> 2Fe3O4 + CO2 Fe3O4 + CO >t> 3FeO + CO2 FeO + CO >t> Fe + CO2 3Fe3O4 + 8Al >t> 9Fe + 4Al2O3 Fe + I2 >t> FeI2 2Fe + ЗCl2 >t> 2FeCl3 4Fe + 3O2 + 2Н2O = 4FeO(OH)v (коррозия на воздухе) Fe + 2HCl = FeCl2 + Н2 Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2 Fe + 4HNO3 (разб.) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо на холоду. При нагревании реакция идет. 2Fe + 6H2SO4(конц.) >t> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O Fe + 6НNO3(конц.) >t> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Свойства соединений железа (+2) FeO + Н2O ? FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2v + Na2SO4 Гидроксид железа(II) сразу окисляется кислородом воздуха. 4Fe(OH)2v + 2Н2O + O2 = 4Fe(OH)3v Fe(OH)2v + H2SO4 = FeSO4 + 2Н2O Fe(OH)2v + 2NaOH * FeSO4 + 6KCN = K4[Fe(CN)6] + K2SO4 FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]v + K2SO4 Свойства соединений железа (+3) FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3v + 3NaCl Fe(OH)3v + 3HCl = FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3v + NaOH ? не идет в разбавленном растворе Fe(OH)3v + NaOH >сплавление> NaFeO2 + 2H2O FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl FeCl3 + 6KCN = K3[Fe(CN)6] + 3KCl FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]v + 3KCl FeCl3 + 3KCNS = Fe(SCN)3 + 3KCl Свойства соединений железа (+6) Феррат калия – окислитель. Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH >сплавление> 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O 4K2FeO4 + 10H2SO4(разб.) = 2Fe2(SO4)3 + 3O2^ + 4K2SO4 + 10H2O 9.4. Медь и ее соединения Медь – мягкий красный металл, хорошо проводит теплоту и электрический ток. Получение и свойства меди 2CuS + 3O2 >t> 2CuO + 2SO2 CuO + CO >t> Cu + CO2 Cu + 2HCl + Н2O2 = CuCl2 + 2Н2O Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2Н2O Cu + 4НЖ)3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4Cu + O2(недостаток) >200 °C> 2Cu2O 2Cu + O2(избыток) >500 °C> 2CuO 2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3v (малахит) Свойства соединений меди(I) 2Cu2O + O2 >500 °C> 4CuO Cu2O + CO >t> 2Cu + CO2 Cu2O + 4(NH3 • Н2O) (конц.) = 2[Cu(NH3)2]OH + 3H2O Свойства соединений меди(II) CuO + 2HCl = CuCl2 + Н2O CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2v + Na2SO4 Cu(OH)2v >t> CuOv + Н2O Cu(OH)2v + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O Cu(OH)2v + NaOH ? не идет в растворе Cu(OH)2v + 2NaOH (конц.) >t> Na2[Cu(OH)4] CuSO4 + 4(NH3 • H2O) = [Cu(NH3)4]SO4 + 4Н2O [Cu(NH3)4]SO4 + Na2S = CuSv + Na2SO4 + 4NH3 2CuSO4 + 2H2O - (CuOH)2SO4 + H2SO4 2CuSO4 + 4KI = 2CuIv + I2 + 2K2SO4 2Cu(NO3)2 >t> 2CuO + 4NO2 + O2 9.5. Серебро и его соединения 3Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NO^ + 2H2O 2AgNO3 + 2NaOH = Ag2Ov + H2O + 2NaNO3 AgNO3 + HCl = AgClv + HNO3 AgClv + 2(NH3 • H2O) = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgClv + 2NH4NO3 Ag2O + 4(NH3 • Н2O) (конц.) = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O 2[Ag(NH3)2]OH + CH3CHO + 2H2O = 2Agv + CH3COONH4 + 3(NH3 • H2O) 9.6. Цинк и его соединения Получение и свойства цинка 2ZnS + 3O2 >t> 2SO2 + 2ZnO ZnO + CO >t> Zn + CO2 Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2^ Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2^ 4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S^ + 4H2O Zn + 4НHNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2^ + 2H2O 4Zn + 10HNO3(оч. разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2^ Свойства соединений цинка ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2v + Na2SO4 Zn(OH)2v + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O Zn(OH)2v + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Na2[Zn(OH)4] + 2HCl = Zn(OH)2v + 2NaCl + 2H2O Na2[Zn(OH)4] + 4HCl = ZnCl2 + 2NaCl + 4H2O Zn(OH)2v + 6NH4OH = [Zn(NH3)6](OH)2 + 6H2O 2ZnSO4 + 2H2O - (ZnOH)2SO4 + H2SO4 |
|
|||
|
Главная | Контакты | Прислать материал | Добавить в избранное | Сообщить об ошибке |
||||
|
|
||||
