1) Железо 2) хром 3) медь 4) цинк
2.46. Соли кремниевой кислоты:
А) реагируют с уксусной кислотой Г) не подвергаются гидролизу
Б) подвергаются гидролизу Д) реагируют с гидроксидом натрия
В) реагируют с угольной кислотой Е) реагируют с водородом.
2.47. Оксид серы (IV) в химических реакциях
1) не проявляет окислительно-восстановительных свойств
2) является только окислителем
3) является только восстановителем
4) может быть как окислителем, так и восстановителем.
2.48. Приведите уравнения реакций, соответствующие схеме превращений:
Pb(NO3)2
NO2
→ N2O4
→ HNO3
→ NH4NO3
N2O.
2.49. Установите соответствие между исходными веществами и формулой одного из продуктов реакции.
ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА ФОРМУЛА ПРОДУКТА РЕАКЦИИ
1) Cu + H2SO4(конц.) → А) H2S
2) Mg + H2SO4(конц.) → Б) S
3) C + H2SO4(конц.)→ В) SO2
4) Ag + H2SO4(конц.)→ Г) H2SO3
2.50. Оксид углерода (IV) будет реагировать с :
А) HNO3 Б) Na2O В) С (t0) Г) NaCl Д) Ca(OH)2 Е) P2O5
2.12. Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: оксидов (основных, амфотерных, кислотных), оснований, амфотерных гидроксидов, кислот, солей
Способы получения и свойства неорганических веществ
1. Оксиды
Способы получения
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление, горение):
4Li +O2 → 2Li2O (При непосредственном взаимодействии с О2 других щелочных металлов оксиды не образуются: 2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия); К + О2 → КО2 (надпероксид калия)).
4Р + 5О2 → 2Р2О5 (Р4О10); 4Al + 3O2 → 2Al2O3.
2. Горение (окисление) сложных веществ:
СН4 + 2O2 СО2 + 2Н2О; 2H2S + 3O2 2H2O + 2SO2;
2CuS2 + 3O2 2CuO + 2SO2 (обжиг)
Образуются оксиды элементов, атомы которых входят в состав горящего вещества.
3. Доокисление низших оксидов: 4FeО + O2 2Fe2O3; 2CO + O2 2CO2
4. Разложение при нагревании кислородных соединений:
4.1. Оксидов: 4СrО3 2Сr2O3 +3O2.
4.2. Гидроксидов (нерастворимых в воде): Са(ОН)2 СаО + Н2О,
Н2SiO3 Н2О + SiO2.
4.3. Солей: СаСО3 СаО + СО2; 2Pb(NO3)2 O2 + 4NO2 + 2РbО.
5. Если оксиду соответствует непрочная кислота или основание, то можно получить его действием кислоты или щелочи не соответствующие соли:
Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O +CO2 HgCl2 + 2NaOH 2NaCl + H2O + HgO.
6. Взаимодействие азотной и концентрированной серной кислот с металлами и неметаллами: Cu + 4HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O, C + 2H2SO4(конц.) CO2 +2SO2 +2Н2O.
7. Окисление металлов оксидами других элементов (металлотермия):
2Al + Cr2O3 2Cr + Al2O3
Физические свойства. Основные оксиды – твердые при комнатной температуре, как правило, тугоплавкие вещества. Химическая связь в таких оксидах преимущественно ионная.
Кислотные оксиды при комнатной температуре и атмосферном давлении могут быть твердыми (SiO2, P2O5), жидкими (N2O3, Cl2O7, Mn2O7) или газообразными (CO2, SO2). Химическая связь в таких оксидах ковалентная. Наиболее типичные кислотные оксиды в конденсированном состоянии имеют молекулярное строение, поэтому, за редким исключением, характеризуются невысокими температуры плавления и кипения. Большинство из них легко растворяются в воде, образуя кислоты.
Химические свойства
1. Оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды, взаимодействуют с водой:
Na2О + Н2О 2NaOH; Р2О5 + 3Н2О 2Н3РО4.
2. Основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:
FеО + H2SO4 FeSO4 + Н2О; FеО + H+ Fе2+ + H2O;
Al2O3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2O; Al2O3 + 6H+ 2A13+ + 3Н2О.
3. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами:
SО3 + 2NaOH Na2SO4 + Н2O; SO3 + 2OН– SO42– + Н2O;
Al2O3(т)
+ 2NaOH(т)
2NaA1О2
+ H2О;
Al2О3(т) + 6NaOH(р-р) + 3H2О(ж) 2Nа3[А1(ОН)6](р-р),
Al2О3(т) + 6OH–(р-р) + 3H2О(ж) 2[А1(ОН)6]3–(р-р),
4. Основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными:
СаО + CO2 СaCO3; Р2О5 + Al2O3 2AlPO4.
5. Разложение некоторых оксидов: 2НgO 2Hg + О2.
6. Металлотермия: Fe2O3 + 2Al 2Al2O3 + 2Fe
2. Основания. В свете теории электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы: NaOH ⇄ Na+ + OН–.
Классификация. Основания классифицируют:
I. По кислотности (кислотность основания определяется числом молей гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации 1 моль основания при допущении, что степень диссоциации равна 1, или 100%): одно- (NаОН, КОН и др.), двух- (Са(ОН)2, Mg(ОН)2 и др.) и многокислотные основания. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
II. По растворимости в воде: растворимые (щелочи) и нерастворимые основания.
Способы получения
1. Взаимодействие металлов с водой:
2К(т) + 2Н2О(ж) 2КОН(р-р) + Н2(г); Mg(т) + 2H2O(ж) Mg(ОН)2(т) + Н2(г)
2. Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой (для щелочей): Na2O + H2O 2NaOH; CaO +H2O Ca(OH)2
3. Взаимодействие солей со щелочами в растворе:
FeSO4(р-р) + 2NaOH(p-p) Fe(OH)2(т) + Na2SO4(p-p) Na2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4 + 2NaOH
4. Электролиз водных растворов солей (щелочи):
NaCl ⇄ Na+ + Cl–
Физические свойства. Основания – твердые вещества, растворы щелочей мыльные на ощупь.
Химические свойства
1. Растворы оснований за счет ионов ОН– изменяют окраску индикаторов: лакмуса – на синюю, фенолфталеина – на малиновую, метилового оранжевого – на желтую.
2. Щелочи устойчивы к нагреванию. Большинство же нерастворимых оснований при нагревании разлагается. Например: Cu(OH)2 СuO + Н2О.
3. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):
КОН(р-р) + НСl(р-р) КСl(р-р) + Н2О(ж); ОН–(р-р) + Н+(р-р) Н2О(ж).
4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами:
СО2 + Са(ОН)2 СaCO3 + H2O; CO2 + 2OH– + Ca2+ CaCO3 + H2O
Другие примеры – см. в разделе «Химические свойства оксидов».
5. Щелочи реагируют с солями:
CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4; Cu2+ + 2OH– Cu(OH)2
6. Щелочи реагируют с амфотерными гидроксидами:
Al(OH)3(т) + 3NaOH(р-р) Na3[Al(OH)6](р-р); Al(OH)3(т) + 3ОH–(р-р) [Al(OH)6]3–(р-р).
2NaOH + Zn(OH)2 Na2[Zn(OH)4]; 2OH– + Zn(OH)2 [Zn(OH)4]2–
7. Реакции щелочей в растворе с некоторыми неметаллами и переходными металлами:
2NaOH +Cl2 NaCl + NaClO + H2O 3KOH +4Pбел + 3H2O PH3 + KH2PO2
2NaOH +Si + H2O Na2SiO3 + H2 6KOH +2Al + 6H2O 2K3[Al(OH)6] + 3H2.
Таким образом, основания проявляют свои характерные свойства в растворах за счет гидроксид-ионов.
3. Кислоты. В свете теории электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода:
НС1 ⇄ Н+ + Сl–; HNO3 ⇄ H+ + NO3–.
Классификация. Кислоты классифицируют:
I. По составу: кислородсодержашие (HNO3, H2SO4 и др.) и бескислородные (растворы HF, HCl, HBr, HI, H2S и др.).
II. По основности (основность кислоты определяется числом молей ионов водорода, образующимся при диссоциации 1 моль кислоты при допущении, что степень диссоциации равна 1, или 100%): НС1, НNО3, – одноосновные, Н2S, Н2СО3, Н2SO4 – двухосновные, Н3РО4, Н3ВО3 – трехосновные кислоты.
Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
Способы получения
1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой (только для растворимых кислородсодержащих кислот): SO3 + Н2О H2SO4.
2. Окисление некоторых простых веществ:
3Р + 5HNO3(30%-ный р-р) + 2Н2О 3Н3РО4 + 5NО.
3. Взаимодействие солей с кислотами (действуют сильной кислотой на соль слабой или летучей кислоты): NaNO3(т) + H2SO4(конц.) NaHSO4 + HNO3;
Na2SiO3(р-р) + H2SO4(р-р) Na2SO4(р-р) + H2SiO3(т), SiO32–(р-р) + 2H+(р-р) H2SiO3(т).
NaCl(т) + H2SO4(конц) NaHSO4(т) +HCl
4.
Бескислородные кислоты можно получить
взаимодействием водорода с неметаллами
с последующим растворением продукта
реакции в воде: Н2(г)
+ Сl2(г)
2НСl(г).
Физические свойства. При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами (Н3РО4, Н3ВО3 и др.), жидкими (HNO3, Н2SО4 и др.) или растворами газов в воде (HCl, HBr, HI, H2S).
Некоторые кислоты (HNO2, H2SO3, H2CO3) существуют только в разбавленных растворах. В чистом виде при комнатной температуре они не могут быть выделены, поскольку распадаются на ангидрид (оксид, соответствующий кислородсодержащей кислоте) и воду.
Большинство кислот хорошо растворимы в воде; растворы их имеют кислый вкус, разъедают животные и растительные ткани.
Химические свойства
1. Растворы кислот изменяют окраску индикаторов: лакмуса – на красную, метилового оранжевого – на розовую; фенолфталеин в растворах кислот остается бесцветным.
2. Кислоты в растворах взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду стандартных электродных потенциалов (ряду напряжений) до водорода:
Zn + 2HCl ZnCl2(р-р) + Н2; Zn + 2H+ Zn2+ + H2
Исключение: HNO3 и H2SO4 (конц.) окисляют металлы не за счет Н+, а за счет NO3– и SO42– (см. ниже).
3. Кислоты в растворах взаимодействуют с основными оксидами
H2SO4 + MgO MgSO4 + H2O; 2H+ + MgO Mg2+ + H2O
2HCl + CuO CuCl2 + H2O; 2H+ + CuO Cu2+ + H2O
4. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации)
HCl + KOH KCl + H2O; H+ + OH– H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 CuSO4 + 2H2O; 2H+ + Cu(OH)2 Cu2+ + 2H2O
5. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:
H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O; 2H+ + ZnO Zn2+ + H2O
2HCl + Zn(OH)2 ZnCl2 + 2H2O; 2H+ + Zn(OH)2 Zn2+ + 2H2O
6. Взаимодействие с солями:
Na2SiO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2SiO3; SiO32–(р-р) + 2H+(р-р) H2SiO3.
H2SO4(р-р) + BaCl2(р-р) BaSO4(т) + 2HCl(р-р); SO42–(р-р) + Ba2+(р-р) BaSO4(т).
Таким образом, общие характерные свойства кислот обусловлены ионами водорода.
4. Амфотерные гидроксиды. В свете теории электролитической диссоциации амфотерными гидроксидами называются электролиты, при диссоциации которых образуются одновременно и ионы водорода, и гидроксид-ионы:
2ОН– + Zn2+ + 2H2O ⇄ Zn(OH)2 + 2H2O ⇄ [Zn(OH)4]2– + 2H+;
3ОН– + Al3+ + 3H2O ⇄ Al(OH)3 + 3H2O ⇄[Al(OH)6]3– + 3H+.
Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей:
– с кислотами
Al(OH)3(т) + 3НСl(р-р) AlCl3(р-р) + 3Н2О(ж); Al(OH)3(т) + 3Н+(р-р) Al3+(р-р) + 3Н2О(ж);
Zn(OH)2(т) + H2SO4(р-р) ZnSO4(р-р) + 2Н2О(ж); Zn(OH)2(т) + 2Н+(р-р) Zn2+(р-р) + 2Н2О(ж);
– со щелочами
Al(OH)3(т) + 3NaOH(р-р) Na3[Al(OH)6](р-р); Al(OH)3(т) + 3ОH–(р-р) [Al(OH)6]3–(р-р)
гексагидроксоалюминат-ион
Zn(OH)2(т) + 2NaOH(р-р) Na2[Zn(OH)4](р-р); Zn(OH)2(т) + 2ОH–(р-р) [Zn(OH)4]2–(р-р)
тетрагидроксоцинкат-ион
В расплавах (в безводной среде) комплексообразования не происходит:
Al(OH)3
+ NaOH
NaAlO2
+ 2H2O Zn(OH)2
+ 2KOH
K2ZnO2
+ 2H2O
5. Соли. В свете теории электролитической диссоциации солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммония) и анионы кислотных остатков: Na3PO4 ⇄ 3Na+ + PO43–; (NH4)2SO4 ⇄ 2NH4+ + SO42–.
Способы получения
1. Реакция нейтрализации.
2. Взаимодействие кислот с основными оксидами.
3. Взаимодействие кислот с солями.
4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами.
5. Взаимодействие щелочей с солями.
6. Взаимодействие основных оксидов с кислотными.
7. Взаимодействие кислот с металлами.
(Примеры указанных реакций смотри выше).
8. Взаимодействие солей в растворах:
NaCl(р-р) + AgNO3(р-р) AgCl(т) + NaNO3(р-р), Cl–(р-р) + Ag+(р-р) AgCl(т).
9. Взаимодействие металлов с неметаллами:
2К + Cl2 2KC1 (горение калия в хлоре).
10. Взаимодействие металлов с солями в растворе:
Fe(т) + CuSO4(р-р) FeSO4(р-р) + Cu(т), Fe(т) + Cu2+(р-р) Fe2+(р-р) + Cu(т),
Физические свойства. Почти все соли – твердые вещества. По растворимости их делят на растворимые, малорастворимые и нерастворимые в воде (см. таблицу растворимости).
Растворимость кислых солей является промежуточной между растворимостью соответствующей кислоты и средней соли, а растворимость основных солей – промежуточной между растворимостью соответствующего основания и средней соли. При этом чем больше атомов водорода в кислотном остатке кислой соли, тем ближе ее растворимость к растворимости основания. Пример: растворимость уменьшается в ряду: Н3РО4 – Са(Н2РО4) – СаНРО4 – Са3(РО4)2
Химические свойства
1. Соли в растворах взаимодействуют с металлами (каждый предыдущий металл в ряду стандартных электродных потенциалов вытесняет последующие из растворов их солей):
CuSO4 + Fe Cu + FeSO4
2. Соли взаимодействуют со щелочами: CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
3. Соли взаимодействуют с кислотами: Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2
4. Соли взаимодействуют друг с другом: AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3.
5. Гидролиз солей.
Особенности взаимодействия концентрированной и разбавленной серной кислоты с металлами
При рассмотрении химических свойств серной кислоты обратите внимание на характер ее взаимодействия с металлами.
Разбавленная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет ионов водорода:
3Н2SО4(разб.) + 2Аl = Аl2(SО4)3 + 3Н2, 6Н+ + 2Аl = 2Аl3+ + 3Н2.
С благородными металлами и медью она не реагирует.
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем за счет молекул Н2SО4, в которых сера проявляет степень окисления +6. При этом в зависимости от силы восстановителя, концентрации кислоты и температуры могут образовываться разные продукты реакции: SО2, S, Н2S:
Z
n
+ 2Н2SО4 = ZnSО4
+ SО2
+ 2Н2О концентрация
3Zn + 4Н2SО4 = 3ZnSО4 + S + 4Н2О кислоты
4Zn + 5Н2SО4 = 4ZnSО4 + Н2S + 4Н2О уменьшается
В реакциях с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, концентрированная серная кислота восстанавливается до SО2: Cu + 2Н2SО4 = CuSО4 + SО2 + 2Н2О.
С концентрированной серной кислотой не реагирует Рt и Аu, а Fе, Мg, Аl и ряд других металлов пассивируются при концентрации кислоты, близкой к 100%.
Оксиды азота
Азот образует следующие оксиды: N2О, NО, N2О3, NО2, N2О5.
1). N2О – оксид азота (I), бесцветный газ, с приятным сладковатым запахом («веселящий газ»), хорошо растворим в воде, образуется при термическом разложении нитрата аммония: NН4NО3 N2О + 2Н2О. Использовался в медицине для общей анестезии.
2). NО – оксид азота (II), бесцветный газ, практически нерастворим в воде. Получается при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью:
3Сu + 8НNО3(разб.) 3 Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О.
В природе образуется при грозовых разрядах: N2 + О2 2NО. Реагирует с кислородом с образованием NО2, является промежуточным продуктом в промышленном синтезе азотной кислоты из аммиака.
3). N2О3 – оксид азота (III), при низких температурах темно-синяя жидкость, разлагается выше 0оС на NО и NО2 и образуется при их взаимодействии по обратимой реакции: NО2 + NО = N2О3. На холоду при взаимодействии с водой образует азотистую кислоту НNО2. N2О3 – кислотный оксид, поэтому легко вступает в реакции со щелочами с образованием нитритов – солей азотистой кислоты: N2О3 + 2NаОН = 2NаNО2 + Н2О.
4). NО2 – оксид азота (IV), бурый газ с характерным запахом, очень ядовит, в лаборатории получают взаимодействием меди с концентрированной азотной кислотой: Сu + 4НNО3(конц.) = Сu(NО3)2 + 2 NО2 + 2Н2О. При взаимодействии с водой образует азотную и азотистую кислоты, а со щелочами – нитраты и нитриты:
2 NО2 + Н2О = НNО3 + НNО2; 2 NО2 + 2NаОН = NаNО3 + NаNО2 + Н2О.
Растворение NО2 в воде в присутствии избытка кислорода сопровождается образованием азотной кислоты: 4NО2 + О2 + 2Н2О = 4НNО3. Эта реакция используется для получения азотной кислоты в промышленных масштабах. NО2 подвергается димеризации, образуя легко сжижаемый газ N2О4:
5). N2О5 – оксид азота (V), бесцветное кристаллическое вещество, термически неустойчивое: 2N2О5 4NО2 + О2. При взаимодействии с водой образует азотную кислоту.
Взаимодействие азотной кислоты с металлами
Восстановление НNО3 зависит от ее концентрации и природы восстановителя:
Активные: щелочные, щелочноземельные, Mg, Zn |
Средней активности: Fe, Cr, Ni, Al |
Малоактивные: Рb, Cu, Hg, Ag |
Благородные: Аu, Pt, Os, Ir |
||||
конц. НNО3 |
разб. НNО3 |
оч. разб. НNО3 |
конц. НNО3 |
разб. НNО3 |
конц. НNО3 |
разб. НNО3 |
конц. и разб. НNО3 |
NO, N2O |
N2O, N2 |
NH3, NH4NO3 |
пассивирует |
NO, N2O, N2 |
NO2 |
NO |
не реагирует |
Задания для самостоятельной работы
2.51. Раствор гидроксида натрия взаимодействует с каждым веществом, указанным в ряду: 1) оксид кремния, сульфат натрия, хлоргидроксид алюминия;
2) оксид железа (II), медь, серная кислота, гидроксид алюминия;
3) оксид кремния, алюминий, соляная кислота, гидроксид цинка;
4) оксид железа (II), медь, аммиак, гидроксид цинка.
2.52. Основные оксиды, которым соответствуют щелочи, не взаимодействуют с: