Nekovine s kislinami in alkalijami. alkalijske kovine. Glavni razredi anorganskih spojin. Oksidi kovin in nekovin. Nomenklatura teh spojin. Kemijske lastnosti bazičnih, kislih in amfoternih oksidov

Tema št. 3. KEMIJSKE LASTNOSTI NEKOVIN

Načrtujte

1. Osnovne kemijske lastnosti nekovin.

2. Oksidi nekovinskih elementov.

3. Razširjenost nekovinskih elementov v naravi.

4. Uporaba nekovin.

1. Osnovne kemijske lastnosti nekovin

Nekovine (z izjemo inertnih plinov) kemično aktivne snovi.

Pri reakcijah s kovinami atomi nekovinskih elementov dodajajo elektrone, pri reakcijah z nekovinami pa tvorijo skupne elektronske pare.

Da bi ugotovili, na kateri atom so skupni elektronski pari premaknjeni, pomaga serija elektronegativnosti:

F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si

elektronegativnost se zmanjša

1. Interakcija nekovin s kovinami:

2Mg + O2 = 2MgO (magnezijev oksid)

6Li + N 2 = 2Li 3 N (litijev nitrid)

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (aluminijev klorid)

Ca + H 2 \u003d CaH 2 (kalcijev hidrid)

Fe + S = FeS (ferum(II) sulfid)

Ko nekovine medsebojno delujejo s kovinami, nastanejo binarne spojine z ionskimi kemičnimi vezmi.

2 . Interakcija nekovin s kisikom:

C + O 2 \u003d CO 2 (ogljikov(IV) oksid)

S + O 2 \u003d SO 2 (žveplov (IV) oksid)

Produkti interakcije nekovin s kisikom so binarne spojine s kovalentno polarno vezjo oksidi , v katerem ima kisik oksidacijsko stanje- 2.

3. Interakcija nekovin z vodikom:

H 2 + Cl 2 = 2HCl (klorovodikov ali klorovodikov)

H 2 + S = H 2 S (vodikov sulfid ali vodikov sulfid)

Pri interakciji nekovin z vodikom nastanejo hlapne (plinaste ali tekoče) binarne spojine s kovalentno polarno vezjo.

4. Interakcija nekovin z drugimi nekovinami:

C + 2S = CS 2 (ogljikov(IV) sulfid)

Si + 2Cl 2 \u003d SiCl 4 (silicijev(IV) klorid)

Produkti interakcije dveh nekovin so snovi z različnim agregatnim stanjem, ki imajo kovalentno vrsto kemične vezi.

1. Oksidi nekovinskih elementov

Okside nekovinskih elementov delimo na:

a) tvorjenje soli (večina jih) in

b) ne tvorijo soli(CO, NO, N 2 O, H 2 O).

Med oksidi so plinaste snovi (CO, CO 2, SO2 ), trdne snovi (P 2 O 5 ), tekočine (H 2 O, Cl 2 O 7 ).

V vseh oksidih, brez izjeme, imajo atomi nekovinskih elementov v kombinaciji s kisikompozitivna oksidacijska stanja.

Večina oksidov nekovinskih elementov kislo . Medsebojno delujejo:

• z vodo s tvorbo kislin
• z bazičnimi in amfoternimi oksidiz nastajanje soli,
• z bazami in amfoternimi hidroksidis tvorbo soli in vode.

1. Razširjenost nekovinskih elementov v naravi

nekovine bolj pogostov naravi kot kovine.

Sestava zraka vključuje: dušik, kisik, inertne pline.

Nahajališča samorodnega žvepla v Karpatih so ena največjih na svetu.

Industrijsko nahajališče grafita v Ukrajini je nahajališče Zavalyevskoye, katerega surovino uporablja tovarna grafita Mariupol.

V regiji Žitomir, v Volynu, so odkrili nahajališča kamnin, ki lahko vsebujejo diamante, vendar industrijskih nahajališč še niso odkrili.

Atomi nekovinskih elementov tvorijo različne kompleksne snovi, med katerimi prevladujejo oksidi in soli.

1. Uporaba nekovin

kisik:

dihalni procesi,

zgorevanje,

metabolizem in energija,

Proizvodnja kovin.

vodik:

proizvodnja amoniaka,

kloridna kislina,

metanol,

Pretvarjanje tekočih maščob v trdne

Varjenje in rezanje ognjevarnih kovin,

Pridobivanje kovin iz rud.

Žveplo:

Pridobivanje sulfatne kisline,

Izdelava gume iz gume

proizvodnja vžigalic,

črni prah,

Proizvodnja zdravil.

Bor:

Sestavni del materialov, ki absorbirajo nevtrone, jedrskih reaktorjev,

Zaščita površin jeklenih izdelkov pred korozijo,

v polprevodniški tehniki,

Proizvodnja pretvornikov toplotne energije v električno energijo.

Dušik:

plinast:

za proizvodnjo amoniaka,

Za ustvarjanje inertne atmosfere pri varjenju kovin,

V vakuumskih obratih,

električne svetilke,

Tekočina:

Kot hladilno sredstvo v zamrzovalnikih,

Zdravilo.

fosfor:

Bela - za proizvodnjo rdečega fosforja,

rdeča - za proizvodnjo vžigalic.

Silicij:

AT elektronika in elektrotehnikaza izdelavo:

sheme,

diode,

tranzistorji,

fotocelice,

za izdelavo zlitin.

klor:

Proizvodnja perklorne kisline,

organska topila,

zdravila,

Monomeri za proizvodnjo plastike,

belila,

Kot razkužilo.

Ogljik:

Diamant:

Izdelava orodij za vrtanje in rezanje,

abrazivni material,

nakit,

Grafit:

Livarska, metalurška, radiotehnična proizvodnja,

proizvodnja baterij,

V naftni in plinski industriji za vrtanje,

Izdelava protikorozijskih premazov,

Kiti, ki zmanjšujejo silo trenja,

Adsorpcija.

Adsorpcija sposobnost nekaterih snovi (zlasti ogljika), da zadržijo delce drugih snovi (plin ali raztopljene snovi) na svoji površini.

Njegova uporaba v medicini temelji na adsorpcijski sposobnosti ogljika. zdravilne namene so to tablete ali kapsule aktivno oglje. Uporabljajo se peroralno za zastrupitve.

Segrevanje zadostuje, da se adsorbentu obnovi sposobnost adsorbiranja in odstrani adsorbirano snov.

Adsorpcijsko sposobnost ogljika je uporabil M.D. Zelinsky v plinski maski za premog, ki jo je izumil leta 1915 - sredstvo za individualno zaščito dihalnih organov, obraza in oči osebe pred izpostavljenostjo škodljive snovi. Leta 1916 je stekla industrijska proizvodnja plinskih mask, ki so med prvo svetovno vojno rešile življenja več sto tisoč vojakov. Izboljšana plinska maska ​​se uporablja še danes.

Domača naloga

Napišite reakcije interakcije: a) silicija s kisikom; b) silicij z vodikom; c) cink s klorom; d) fosfor s klorom. Poimenujte nastale spojine.

Alkalijske kovine (AM) imenujemo vse elemente IA skupine periodnega sistema, tj. litij Li, natrij Na, kalij K, rubidij Rb, cezij Cs, francij Fr.

Alkalijski atomi imajo samo en elektron na zunanji elektronski ravni. s- podnivo, ki se zlahka loči med kemičnimi reakcijami. V tem primeru se iz nevtralnega atoma SM tvori pozitivno nabit delec - kation z nabojem +1:

M 0 - 1 e → M +1

Družina alkalijskih kovin je med drugimi skupinami kovin najbolj aktivna, zato jih v naravi najdemo v prosti obliki, tj. v obliki preprostih snovi je nemogoče.

Preproste snovi alkalijske kovine so izredno močni reducenti.

Interakcija alkalijskih kovin z nekovinami

s kisikom

Alkalijske kovine reagirajo s kisikom že pri sobni temperaturi, zato jih je treba hraniti pod plastjo kakšnega ogljikovodikovega topila, kot je na primer kerozin.

Interakcija alkalijske kovine s kisikom vodi do različnih produktov. S tvorbo oksida le litij reagira s kisikom:

4Li + O 2 = 2Li 2 O

Natrij se v podobni situaciji tvori s kisikom natrijev peroksid Na2O2:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2,

kalij, rubidij in cezij pa so pretežno superoksidi (superoksidi) s splošno formulo MeO 2:

Rb + O 2 \u003d RbO 2

s halogeni

Alkalijske kovine aktivno reagirajo s halogeni in tvorijo halogenide alkalijskih kovin z ionsko strukturo:

2Li + Br 2 = 2LiBr litijev bromid

2Na + I 2 = 2NaI natrijev jodid

2K + Cl 2 \u003d 2KCl kalijev klorid

z dušikom

Litij reagira z dušikom že pri navadni temperaturi, medtem ko dušik reagira z ostalimi alkalijskimi kovinami pri segrevanju. V vseh primerih nastanejo nitridi alkalijskih kovin:

6Li + N 2 = 2Li 3 N litijev nitrid

6K + N 2 = 2K 3 N kalijev nitrid

s fosforjem

Alkalijske kovine pri segrevanju reagirajo s fosforjem in tvorijo fosfide:

3Na + P = Na 3 P natrijev fosfid

3K + P = K 3 P kalijev fosfid

z vodikom

Segrevanje alkalijskih kovin v vodikovi atmosferi povzroči nastanek alkalijskih hidridov, ki vsebujejo vodik v redkem oksidacijskem stanju - minus 1:

H 2 + 2K = 2KN -1 kalijev hidrid

H 2 + 2Rb \u003d 2RbH rubidijev hidrid

z žveplom

Interakcija alkalijske kovine z žveplom se pojavi pri segrevanju s tvorbo sulfidov:

S + 2K = K 2 S sulfid kalij

S + 2Na = Na 2 S natrijev sulfid

Interakcija alkalijskih kovin s kompleksnimi snovmi

z vodo

Vse alkalijske kovine aktivno reagirajo z vodo s tvorbo plinastega vodika in alkalij, zato so te kovine dobile ustrezno ime:

2HOH + 2Na \u003d 2NaOH + H 2

2K + 2HOH = 2KOH + H2

Litij reagira precej mirno z vodo, natrij in kalij se med reakcijo spontano vnameta, rubidij, cezij in francij pa reagirajo z vodo z močno eksplozijo.

s halogenimi derivati ​​ogljikovodikov (Wurtzova reakcija):

2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10

2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5

z alkoholi in fenoli

AM reagirajo z alkoholi in fenoli ter nadomeščajo vodik v hidroksilni skupini organske snovi:

2CH3OH + 2K = 2CH3OK + H2

kalijev metoksid

2C 6 H 5 OH + 2Na \u003d 2C 6 H 5 ONa + H 2

natrijev fenolat

Interakcija z vodo

Številne nekovine reagirajo z vodo in tvorijo okside (in/ali druge spojine). Reakcije potekajo z močnim segrevanjem.

C + H 2 O → CO + H 2

6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (boroksin) + 3H 2

4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2

3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2

Halogeni so pri interakciji z vodo nesorazmerni (tvorijo spojine z različnimi oksidacijskimi stopnjami iz spojine z enim oksidacijskim stanjem) - razen F 2. Reakcije potekajo pri sobni temperaturi.

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO

Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO

2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2

Interakcija z nekovinami

interakcija s kisikom.

Večina nekovin (razen halogenov, žlahtnih plinov) medsebojno deluje s kisikom in tvori okside, pod določenimi pogoji (temperatura, tlak, katalizatorji) pa višje okside.

N 2 + O 2 → 2NO (reakcija poteka pri temperaturi 2000 ° C ali v električnem obloku)

C + O 2 → CO 2

4B + 3O 2 → 2B 2 O 3

S + O 2 → SO 2

Interakcija s fluorom

Večina nekovin (razen N 2, C (diamant), nekateri žlahtni plini) medsebojno deluje s fluorom in tvori fluoride.

O 2 + 2F 2 → 2OF 2 (pri prehodu električni tok)

C + 2F 2 → CF 4 (pri 900 °C)

S +3F 2 → SF 6

2.3 Interakcija s halogeni (Cl 2 , Br 2)

Z nekovinami (razen ogljika, dušika, fluora, kisika in inertnih plinov) tvori ustrezne halogenide (kloride in bromide).

2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

2S + Br 2 → S 2 Br 2

2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (zgorevanje v atmosferi klora)

Cl 2 + Br 2 → 2BrCl

Cl 2 + I 2 → 2ICl (segrevanje do 45°C))

Br 2 + I 2 → 2IBr

Interakcija z oksidi

Ogljik in silicij reducirata kovine in nekovine iz njihovih oksidov. Reakcije potekajo pri segrevanju.

SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si

MnO2 + Si → Mn + SiO2.

Interakcija z alkalijami

Večina nekovin (razen F 2 , Si) je nesorazmerna pri interakciji z alkalijami. Žlahtni plini, O 2 , N 2 in nekatere druge kovine ne delujejo z alkalijami

Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO

3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (pri segrevanju)

3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (fuzija)

P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3

Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2

Interakcija z oksidacijskimi kislinami

Vse nekovine (razen halogenov, žlahtnih plinov, N 2, O 2, Si) medsebojno delujejo z oksidacijskimi kislinami in tvorijo ustrezno kislino (ali oksid), ki vsebuje kisik.

C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2

S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Interakcija soli

Bolj elektronegativen halogen izpodrine manj elektronegativen reaktant iz svoje soli, oz vodikova spojina

2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2

Kemijske lastnosti neoksidnih binarnih spojin so različne. Večina jih (razen halogenidov) pri interakciji s kisikom tvori dva oksida (v primeru amoniaka je treba uporabiti katalizatorje).

Kemijske lastnosti bazičnih oksidov

Interakcija z vodo

Oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin medsebojno delujejo z vodo in tvorijo topne (rahlo topne) spojine - alkalije

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Interakcija z oksidi

Bazični oksidi reagirajo s kislimi in amfoternimi oksidi, da tvorijo soli.

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4

CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (fuzija)

Interakcija s kislinami

Bazični oksidi medsebojno delujejo s kislinami

CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O

FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O

Bazični oksidi elementov s spremenljivim oksidacijskim stanjem lahko sodelujejo v redoks reakcijah

FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

2MnO + O 2 → 2MnO 2

Kemijske lastnosti amfoternih oksidov

Interakcija z oksidi

Amfoterni oksidi reagirajo z bazičnimi, kislimi in amfoternimi oksidi, da tvorijo soli.

Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2

3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3

ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (fuzija)

Interakcija s kislinami in bazami

Amfoterni oksidi medsebojno delujejo z bazami in kislinami

6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (pri segrevanju)

Interakcija soli

Nizkohlapni amfoterni oksidi izpodrivajo bolj hlapne kisle okside iz njihovih soli

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

Oksidativno - zmanjšanje reakcij

Amfoterni oksidi elementov s spremenljivim oksidacijskim stanjem lahko sodelujejo v redoks reakcijah.

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Kemijske lastnosti kislinskih oksidov

1. Interakcija z vodo

Večina kislih oksidov se raztopi v vodi in tvori ustrezno kislino (kovinski oksidi z višjimi oksidacijskimi stopnjami in SiO 2 se v vodi ne topijo).

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4

Interakcija z oksidi

Kislinski oksidi reagirajo z bazičnimi in amfoternimi oksidi, da tvorijo soli.

Razdelitev podlag v skupine po različnih kriterijih je predstavljena v tabeli 11.

Tabela 11
Osnovna klasifikacija

Vse baze, razen raztopine amoniaka v vodi, so trdne snovi različnih barv. Na primer, kalcijev hidroksid Ca (OH) 2 bel, bakrov (II) hidroksid Cu (OH) 2 moder, nikljev (II) hidroksid Ni (OH) 2 zelen, železov (III) hidroksid Fe (OH) 3 rdeče-rjav, itd.

Vodna raztopina amoniaka NH 3 H 2 O za razliko od drugih baz ne vsebuje kovinskih kationov, temveč kompleksen enojno nabit amonijev kation NH - 4 in obstaja samo v raztopini (ta raztopina vam je znana kot amoniak). Z lahkoto se razgradi na amoniak in vodo:

Ne glede na to, kako različne so baze, so vse sestavljene iz kovinskih ionov in hidrokso skupin, katerih število je enako oksidacijskemu stanju kovine.

Vse baze in predvsem alkalije (močni elektroliti) med disociacijo tvorijo hidroksidne ione OH -, ki določajo številne skupne lastnosti: milnost na dotik, razbarvanje indikatorjev (lakmus, metiloranž in fenolftalein), interakcija z drugimi snovmi.

Tipične bazne reakcije

Prva reakcija (univerzalna) je bila obravnavana v § 38.

Laboratorijski poskus št. 23
Interakcija alkalij s kislinami

Zapišite dve enačbi molekulske reakcije, katerih bistvo je izraženo z naslednjo ionsko enačbo:

H + + OH - \u003d H 2 O.

Izvedite reakcije, katerih enačbe ste sestavili. Spomnite se, katere snovi (razen kislin in alkalij) so potrebne za opazovanje teh kemičnih reakcij.

Druga reakcija poteka med alkalijami in nekovinskimi oksidi, ki ustrezajo kislinam, npr.

Ustreza

Pri interakciji oksidov z bazami nastanejo soli ustreznih kislin in vode:

riž. 141.
Interakcija alkalij z nekovinskim oksidom

Laboratorijski poskus št. 24
Interakcija alkalij z oksidi nekovin

Ponovite prejšnji poskus. V epruveto vlijemo 2-3 ml bistre raztopine apnene vode.

Vanj postavite slamico za sok, ki deluje kot cev za izpust plina. Nežno prepustite izdihanemu zraku skozi raztopino. Kaj gledaš?

Zapišite molekulsko in ionsko enačbo reakcije.

riž. 142.
Interakcija alkalij s solmi:
a - s tvorbo oborine; b - s tvorbo plina

Tretja reakcija je tipična reakcija ionske izmenjave in se pojavi le, če je rezultat oborina ali sproščanje plina, na primer:

Laboratorijski poskus št. 25
Interakcija alkalij s solmi

V tri epruvete nalijemo 1-2 ml raztopin snovi v parih: 1. epruveta - natrijev hidroksid in amonijev klorid; 2. epruveta - kalijev hidroksid in železov sulfat (III); 3. epruveta - natrijev hidroksid in barijev klorid.

Vsebino 1. epruvete segrejte in po vonju prepoznajte enega od produktov reakcije.

Oblikujte sklep o možnosti interakcije alkalij s solmi.

Netopne baze se pri segrevanju razgradijo v kovinski oksid in vodo, kar ni značilno za alkalije, na primer:

Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O.

Laboratorijski poskus št. 26
Priprava in lastnosti netopnih baz

V dve epruveti vlijemo 1 ml raztopine bakrovega (II) sulfata ali klorida. V vsako epruveto dodajte 3-4 kapljice raztopine natrijevega hidroksida. Opišite nastali bakrov(II) hidroksid.

Opomba. Pustite epruvete z nastalim bakrovim (II) hidroksidom za naslednje poskuse.

Napišite molekulsko in ionsko enačbo za reakcijo. Navedite vrsto reakcije na podlagi "števila in sestave izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov".

V eno od epruvet z bakrovim (II) hidroksidom, pridobljenim v prejšnjem poskusu, dodajte 1-2 ml klorovodikove kisline. Kaj gledaš?

S pipeto kanemo 1-2 kapljici nastale raztopine na stekleno ali porcelanasto ploščo in jo s kleščami za lonček previdno odparimo. Preglejte kristale, ki nastanejo. Upoštevajte njihovo barvo.

Napišite molekulsko in ionsko enačbo za reakcijo. Navedite vrsto reakcije na podlagi "števila in sestave izhodnih snovi in ​​produktov reakcije", "sodelovanja katalizatorja" in "reverzibilnosti kemijske reakcije".

Eno od epruvet segrejte z bakrovim hidroksidom, ki ste ga pridobili prej ali ga je dal učitelj () (slika 143). Kaj gledaš?

riž. 143.
Razgradnja bakrovega (II) hidroksida pri segrevanju

Sestavite enačbo reakcije, navedite pogoj za njen nastanek in vrsto reakcije glede na znake "število in sestava izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov", "sproščanje ali absorpcija toplote" in "reverzibilnost". kemijska reakcija».

Ključne besede in fraze

1. Osnovna klasifikacija.
2. Tipične lastnosti baz: njihova interakcija s kislinami, nekovinskimi oksidi, solmi.
3. Tipična lastnost netopnih baz: razpad pri segrevanju.
4. Pogoji za tipične bazne reakcije.

Delo z računalnikom

1. Oglejte si elektronsko prijavo. Preučite gradivo lekcije in dokončajte predlagane naloge.
2. V internetu poiščite e-poštne naslove, ki lahko služijo kot dodatni viri, ki razkrivajo vsebino ključnih besed in fraz odstavka. Ponudite učitelju svojo pomoč pri pripravi nove lekcije – naredite poročilo o ključnih besedah ​​in besednih zvezah naslednjega odstavka.

1. Kovina + nekovina. Inertni plini ne vstopajo v to interakcijo. Večja kot je elektronegativnost nekovine, z več kovinami bo reagirala. Na primer, fluor reagira z vsemi kovinami, vodik pa samo z aktivnimi. Bolj levo kot je kovina v nizu aktivnosti kovin, z več nekovinami lahko reagira. Na primer, zlato reagira samo s fluorom, litij z vsemi nekovinami.

2. Nekovina + nekovina. V tem primeru bolj elektronegativna nekovina deluje kot oksidant, manj EO - kot reducent. Nekovine s tesno elektronegativnostjo medsebojno slabo delujejo, na primer interakcija fosforja z vodikom in silicija z vodikom je praktično nemogoča, saj se ravnovesje teh reakcij premakne v smeri tvorbe preprostih snovi. Helij, neon in argon ne reagirajo z nekovinami, drugi inertni plini v težkih pogojih lahko reagirajo s fluorom.
Kisik ne deluje s klorom, bromom in jodom. Kisik lahko pri nizkih temperaturah reagira s fluorom.

3. Kovina + kislinski oksid. Kovina obnavlja nekovine iz oksida. Odvečna kovina lahko nato reagira z nastalo nekovino. Na primer:

2 Mg + SiO 2 \u003d 2 MgO + Si (zaradi pomanjkanja magnezija)

2 Mg + SiO 2 \u003d 2 MgO + Mg 2 Si (s presežkom magnezija)

4. Kovina + kislina. Kovine levo od vodika v nizu napetosti reagirajo s kislinami, da sprostijo vodik.

Izjema so kisline - oksidanti (koncentrirana žveplova in poljubna dušikova kislina), ki lahko reagirajo s kovinami, ki so v nizu napetosti desno od vodika, vodik se pri reakcijah ne sprošča, temveč voda in produkt kislinske redukcije. pridobljeno.

Treba je biti pozoren na dejstvo, da lahko pri interakciji kovine s presežkom polibazične kisline dobimo kislo sol: Mg +2 H 3 PO 4 \u003d Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.

Če je produkt interakcije kisline in kovine netopna sol, je kovina pasivirana, saj je površina kovine zaščitena z netopno soljo pred delovanjem kisline. Na primer, delovanje razredčene žveplove kisline na svinec, barij ali kalcij.

5. Kovina + sol. v raztopini ta reakcija vključuje kovino desno od magnezija v nizu napetosti, vključno s samim magnezijem, vendar levo od solne kovine. Če je kovina bolj aktivna od magnezija, potem ne reagira s soljo, ampak z vodo, da nastane alkalija, ki nato reagira s soljo. V tem primeru morata biti začetna sol in nastala sol topni. Netopni produkt pasivizira kovino.

Vendar pa obstajajo izjeme od tega pravila:

2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2;

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Ker ima železo vmesno oksidacijsko stanje, se njegova sol v najvišjem oksidacijskem stanju zlahka reducira v sol v vmesnem oksidacijskem stanju, pri čemer oksidira tudi manj aktivne kovine.

v talinahštevilne kovinske napetosti ne delujejo. Ali je možna reakcija med soljo in kovino, je mogoče ugotoviti le s pomočjo termodinamičnih izračunov. Natrij lahko na primer izpodrine kalij iz taline kalijevega klorida, ker je kalij bolj hlapen: Na + KCl = NaCl + K (ta reakcija je določena z entropijskim faktorjem). Po drugi strani pa je bil aluminij pridobljen z izpodrivanjem iz natrijevega klorida: 3 Na + AlCl 3 \u003d 3 NaCl + Al . Ta proces je eksotermičen in ga določa faktor entalpije.

Možno je, da se sol pri segrevanju razgradi, produkti njenega razpada pa lahko reagirajo s kovino, kot sta aluminijev nitrat in železo. Aluminijev nitrat pri segrevanju razpade na aluminijev oksid, dušikov oksid (IV ) in kisik, kisik in dušikov oksid bosta oksidirala železo:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Kovina + bazični oksid. Prav tako je, tako kot pri staljenih solih, možnost teh reakcij določena termodinamično. Kot redukcijska sredstva se pogosto uporabljajo aluminij, magnezij in natrij. Na primer: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 \u003d 4 Al 2 O 3 + 9 Fe eksotermna reakcija, faktor entalpije);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (hlapni rubidij, faktor entalpije).

8. Nekovinska + osnova. Praviloma reakcija poteka med nekovino in alkalijo.Ne morejo vse nekovine reagirati z alkalijami: ne smemo pozabiti, da v to interakcijo vstopijo halogeni (različno glede na temperaturo), žveplo (pri segrevanju), silicij, fosfor.

KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (na hladnem)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (v vroči raztopini)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) nekovinsko redukcijsko sredstvo (vodik, ogljik):

CO 2 + C \u003d 2CO;

2NO 2 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + N 2;

SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si. Če lahko nastala nekovina reagira s kovino, ki se uporablja kot redukcijsko sredstvo, potem bo reakcija šla dlje (s presežkom ogljika) SiO 2 + 2 C \u003d CO 2 + Si C

2) nekovine - oksidanti (kisik, ozon, halogeni):

2C O + O 2 \u003d 2CO 2.

Z O + Cl 2 \u003d CO Cl 2.

2 NO + O 2 \u003d 2 N O 2.

10. Kislinski oksid + bazični oksid . Reakcija poteka, če nastala sol načeloma obstaja. Na primer, aluminijev oksid lahko reagira z žveplovim anhidridom in tvori aluminijev sulfat, ne more pa reagirati z ogljikovim dioksidom, ker ustrezna sol ne obstaja.

11. Voda + bazični oksid . Reakcija je možna, če nastane alkalija, to je topna baza (ali slabo topna, v primeru kalcija). Če je baza netopna ali rahlo topna, pride do obratne reakcije razgradnje baze v oksid in vodo.

12. Bazični oksid + kislina . Reakcija je možna, če obstaja nastala sol. Če je nastala sol netopna, se lahko reakcija pasivizira z blokiranjem dostopa kisline do površine oksida. V primeru presežka večbazične kisline je možen nastanek kisle soli.

13. kislinski oksid + osnova. Praviloma poteka reakcija med alkalijskim in kislinskim oksidom. Če kislinski oksid ustreza polibazni kislini, lahko dobimo kislinsko sol: CO 2 + KOH = KHCO 3 .

Kislinski oksidi, ki ustrezajo močnim kislinam, lahko reagirajo tudi z netopnimi bazami.

Včasih oksidi, ki ustrezajo šibkim kislinam, reagirajo z netopnimi bazami in lahko dobimo povprečno ali bazično sol (praviloma dobimo manj topno snov): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 \u003d (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. kislinski oksid + sol. Reakcija lahko poteka v talini in raztopini. V talini manj hlapni oksid izpodrine bolj hlapen oksid iz soli. V raztopini oksid, ki ustreza močnejši kislini, izpodriva oksid, ki ustreza šibkejši kislini. na primer Na 2 CO 3 + SiO 2 \u003d Na 2 SiO 3 + CO 2 , v smeri naprej ta reakcija poteka v talini, je ogljikov dioksid bolj hlapen kot silicijev oksid; v nasprotni smeri poteka reakcija v raztopini, ogljikova kislina je močnejša od kremenčeve kisline in izloča se silicijev oksid.

Možno je kombinirati kislinski oksid z lastno soljo, na primer dikromat lahko dobimo iz kromata, disulfat pa iz sulfata in disulfit iz sulfita:

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d Na 2 S 2 O 5

Če želite to narediti, morate vzeti kristalno sol in čisti oksid ali nasičeno raztopino soli in presežek kislega oksida.

V raztopini lahko soli reagirajo z lastnimi kislinskimi oksidi in tvorijo kislinske soli: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Voda + kislinski oksid . Reakcija je možna, če nastane topna ali slabo topna kislina. Če je kislina netopna ali slabo topna, pride do obratne reakcije razgradnje kisline v oksid in vodo. Na primer, za žveplovo kislino je značilna reakcija pridobivanja iz oksida in vode, reakcija razgradnje praktično ne poteka, silicijeve kisline ni mogoče dobiti iz vode in oksida, vendar se zlahka razgradi na te komponente, lahko pa sodelujeta ogljikova in žveplova kislina v neposredni in povratni reakciji.

16. Baza + kislina. Reakcija poteka, če je vsaj eden od reaktantov topen. Glede na razmerje reagentov lahko dobimo srednje, kisle in bazične soli.

17. Osnova + sol. Reakcija poteka, če sta oba izhodna materiala topna in kot produkt nastane vsaj en neelektrolit ali šibek elektrolit (oborina, plin, voda).

18. Sol + kislina. Praviloma reakcija poteka, če sta oba izhodna materiala topna in kot produkt nastane vsaj en neelektrolit ali šibek elektrolit (oborina, plin, voda).

Močna kislina lahko reagira z netopnimi solmi šibkih kislin (karbonati, sulfidi, sulfiti, nitriti), pri čemer se sprosti plinasti produkt.

Reakcije med koncentriranimi kislinami in kristalne soli so možne, če dobimo bolj hlapno kislino: na primer, klorovodik lahko dobimo z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na kristalni natrijev klorid, vodikov bromid in vodikov jodid - z delovanjem fosforne kisline na ustrezne soli. S kislino lahko delujete na lastno sol, da dobite kislo sol, na primer: BaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ba (HSO 4) 2.

19. Sol + sol.Praviloma reakcija poteka, če sta oba izhodna materiala topna in kot produkt nastane vsaj en neelektrolit ali šibek elektrolit.

1) sol ne obstaja, ker ireverzibilno hidroliziran . To je večina karbonatov, sulfitov, sulfidov, silikatov trivalentnih kovin, pa tudi nekaj soli dvovalentnih kovin in amonija. Soli trivalentnih kovin se hidrolizirajo v ustrezne baze in kisline, soli dvovalentnih kovin pa v manj topne bazične soli.

Razmislite o primerih:

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 H2CO3

H 2 CO 3 razpade na vodo in ogljikov dioksid, voda v levem in desnem delu se reducira in izkaže se: Fe 2 (CO 3 ) 3 + 3 H 2 O \u003d 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Če zdaj združimo enačbi (1) in (2) in reduciramo železov karbonat, dobimo skupno enačbo, ki odraža interakcijo železovega klorida (III ) in natrijev karbonat: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O \u003d 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Podčrtana sol ne obstaja zaradi ireverzibilne hidrolize:

2CuCO3+ H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Če zdaj združimo enačbi (1) in (2) in zmanjšamo bakrov karbonat, dobimo skupno enačbo, ki odraža interakcijo sulfata (II ) in natrijev karbonat:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

13. Glavni razredi anorganskih spojin. Oksidi kovin in nekovin. Nomenklatura teh spojin. Kemijske lastnosti bazičnih, kislih in amfoternih oksidov.

oksidi- spojine elementa s kisikom.

Imenujemo okside, ki pri normalnih pogojih ne tvorijo kislin, baz in soli ne tvori soli.

Tvorjenje soli okside delimo na kisle, bazične in amfoterne (imajo dvojne lastnosti). Nekovine tvorijo samo kisle okside, kovine - vse ostalo in nekaj kislih.

Bazični oksidi- To so kompleksne kemične snovi, povezane z oksidi, ki tvorijo soli s kemično reakcijo s kislinami ali kislimi oksidi in ne reagirajo z bazami ali bazičnimi oksidi.

Lastnosti:

1. Medsebojno delovanje z vodo:

Interakcija z vodo za tvorbo baze (ali alkalije)

CaO+H2O = Ca(OH)2 (znana reakcija gašenja apna, pri kateri se sprošča veliko toplote!)

2. Medsebojno delovanje s kislinami:

Reakcija s kislino, da nastane sol in voda (raztopina soli v vodi)

CaO + H2SO4 \u003d CaSO4 + H2O (Kristali te snovi CaSO4 so vsem znani pod imenom "mavec").

3. Interakcija s kislinskimi oksidi: tvorba soli

CaO + CO2 \u003d CaCO3 (Ta snov je znana vsem - navadna kreda!)

Kislinski oksidi- to so kompleksne kemikalije, povezane z oksidi, ki pri kemični interakciji z bazami ali bazičnimi oksidi tvorijo soli in ne delujejo s kislimi oksidi.

Lastnosti:

Kemijska reakcija z vodo CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 je snov - ogljikova kislina - ena izmed šibkih kislin, dodaja se gazirani vodi za "mehurčke" plina.

Reakcija z alkalijami (bazami): CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O- natrijev pepel ali pralna soda.

Reakcija z bazičnimi oksidi: CO 2 +MgO=MgCO 3 - nastala sol - magnezijev karbonat - imenovana tudi "grenka sol".

Amfoterni oksidi- to so kompleksne kemikalije, povezane tudi z oksidi, ki tvorijo soli pri kemijski interakciji s kislinami (ali kislimi oksidi) in bazami (ali bazičnimi oksidi). Najpogostejša uporaba besede "amfoterni" v našem primeru se nanaša na kovinske okside.

Lastnosti:

Kemijske lastnosti amfoternih oksidov so edinstvene v tem, da lahko vstopijo v kemične reakcije, ki ustrezajo tako bazam kot kislinam. Na primer:

Reakcija s kislinskim oksidom:

ZnO + H2CO3 \u003d ZnCO3 + H2O - Nastala snov je raztopina soli "cinkovega karbonata" v vodi.

Reakcija z bazami:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O - nastala snov je dvojna sol natrija in cinka.

14. Baze Nomenklatura baz. Kemijske lastnosti baz. Amfoterne baze, reakcije njihove interakcije s kislinami in alkalijami.

Baze so snovi, v katerih so kovinski atomi vezani na hidroksilne skupine.

Če snov vsebuje hidroksi skupine (OH), ki se lahko odcepijo (kot en sam "atom") v reakcijah z drugimi snovmi, potem je taka snov baza.

Lastnosti:

Interakcija z nekovinami:

v normalnih pogojih hidroksidi ne komunicirajo z večino nekovin, izjema je interakcija alkalij s klorom

Interakcija s kislinskimi oksidi za tvorbo soli: 2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O

Medsebojno delovanje s kislinami - reakcija nevtralizacije:

s tvorbo srednjih soli: 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O

pogoj za nastanek povprečne soli je presežek alkalije;

s tvorbo kislih soli: NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

pogoj za nastanek kisle soli je presežek kisline;

s tvorbo bazičnih soli: Cu(OH)2 + HCl = Cu(OH)Cl + H2O

pogoj za nastanek bazične soli je presežek baze.

Baze reagirajo s solmi, ko nastane oborina kot posledica reakcije, razvijanja plina ali tvorbe snovi z nizko disociacijo.

amfoteren imenovani hidroksidi, ki kažejo tako bazične kot kisle lastnosti, odvisno od pogojev, tj. topijo se v kislinah in alkalijah.

Vsem lastnostim baz je dodana interakcija z bazami.