Методическая разработка
Обобщение по теме:
Химические свойства основных классов неорганических веществ
Автор:
Дудина Л. А.,
учитель химии МКОУ «СОШ № 7»
г. Миасс Челябинской области
Содержание
Введение……………………………………………………………….3
1. Основная часть……………………………………………………...5
2. Заключение………………………………………………………...11
3. Список литературы………………………………………………..12
4. Приложение………………………………………………………..13
Введение
Сотня с небольшим открытых к
сегодняшнему дню химических элементов образует миллионы веществ, взаимодействие
между которыми создаёт необозримое, не поддающееся учёту множество
химических процессов. Легко растеряться в этом мире химических реакций. Для того чтобы успешно сдать ГИА за
курс основной школы, необходимо глубокое знание химических свойств основных
классов неорганических веществ, нужно в системе повторить курс химии 7-9 класса,
увидеть взаимосвязь разных его частей, понять его логику. Например: на
ГИА-9 ученик (отличник) потерял один балл, не получив максимальный, на таком
вопросе (А 9): с кальцием реагирует
1)
Гидроксид натрия
2)
Оксид магния
3)
Медь
4)
Азот
Свой выбор он сделал на варианте 2,
т.е. оксид магния. Рассуждения привёл такие: варианты 1, 3 очевидно не
подходят, молекулярный азот – химически инертное вещество вследствие высокой
устойчивости молекул N2,
а кальций более активный металл, чем магний. Правильный ответ, как вы
понимаете – азот. Реакции соединения азота с щелочными и
щелочноземельными металлами протекают более или менее легко, а с литием при
обычных условиях. В учебнике 9 класса написано: с другими металлами азот взаимодействует
только при высоких температурах. Как же ученику 9 класса определить возможность
осуществления той или иной реакции, когда грань выбора так тонка? Что может
ответить учитель девятикласснику на такой спорный вопрос. Читай учебник,
заучивай, запоминай! Или согласно законам химической термодинамики, кальцию
«не хватит силёнок» вытеснить магний? А что такое термодинамика? Как с
помощью расчётов доказать направление протекания реакции? Помогут ли эти
знания, если справочник стандартных термодинамических величин не прилагается?
Вопросов много.
Актуальность разработки: данная
работа поможет предупредить возможные ошибки на ОГЭ и ЕГЭ.
Цель:
Обобщить основные принципы
химического взаимодействия веществ, выделив специфические реакции.
Задачи:
1.
Повторить и закрепить знания учащихся о классах неорганических веществ, их
химических свойствах, взаимосвязи между представителями этих классов.
2. Развивать умения выделять главное, сравнивать и обобщать.
Выявлять и устанавливать взаимосвязи, развивать представления о причинно -
следственных связях явлений.
3.
Составить экспресс-памятку специфических реакций для подготовки к экзаменам и
химическим олимпиадам.
Новизна:
Дополнение недостаточной информации в учебниках.
Методы:
анализ литературы по исследуемой теме, моделирование и инсценирование ситуации.
Тип урока:
Обобщение и систематизация знаний.
Основная
часть
Изучив и проанализировав химические
свойства основных классов неорганических соединений, можно обобщить основные
принципы (правилами, мы их не называем) согласно которым реагируют вещества.
Будем держаться общих законов природы, сравнивать взаимодействия между
веществами с отношениями в обществе, названия некоторых принципов предложим
сами, так как учебный материал лучше усваивается, когда представлен в
увлекательной форме.
Для простоты и доступности восприятия
материала используем комментарии выдуманного персонажа. Попробуйте расшифровать
ребус (см. презентацию). Ответ – реторта, в дальнейшем (в тексте) обозначаем *.
Уравнения химических реакций приведены в приложении (памятке).
1.
Принцип «Противоположности»
Вселенная
состоит из противоположностей, которые пытаются встретиться. День-ночь,
свет-тьма…(ученики дополняют)
*Железо-золото
(больной металл - здоровый).
Химические вещества окружающего нас
мира взаимосвязаны и подчиняются общим закономерностям. Так, металлы
взаимодействуют с неметаллами, кислоты с основаниями и наоборот. Но, из всех
правил есть исключения, так кислоты способны реагировать друг с другом:
2H2S+H2SO3=3S+3H2O
2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O
H2S+4H2O2=H2SO4+4H2O
5HBr+HBrO3=3Br2+3H2O
5HI+
HIO3=3I2+3H2O
А знаменитая царская водка? Ведь это,
по сути, тоже реакционная смесь кислот:
HNO3+3HCl=NO+3Cl+2H2O
Мы убедились, что кислоты реагируют с
кислотами, но реакции эти – окислительно-восстановительные.
Согласно протонной теории кислот и
оснований, кислота содержит частицы (молекулы или ионы), способные отдавать
протоны, а основание – частицы, способные протон присоединять:
кислота 1 + основание 2 ⇌ кислота 2 +
основание 1
Согласно
общей теории кислот и оснований М. И. Усановича, ОВР – это частный случай
кислотно-основного взаимодействия.
2Cr2O3+12HCl=2CrCl3+3Cl2+6H2O
2H2CrO4+3H2SO3=Cr2(SO4)3+5H20
Возможны
другие случаи. Ангидриды некоторых кислот можно получить дегидратацией с
помощью оксида фосфора, при этом степени окисления не изменяются.
2HCl+P2O5=Cl2O7+2HPO3
H2SO4+P2O5=SO3+2HPO3
As2O3+8HCl=2H[AsCl4]+3H2O
H3BO3+4HF=H[BF4]+3H2O
SiO2+4HF=SiF4+2H2O
2. Принцип «Двойственности»
Вещества, проявляющие
двойственный характер (амфотерные), реагируют как с кислотами, так и с
основаниями (растворимыми в воде – щелочами). Амфотерные
гидроксиды – это сложные вещества, которые проявляют и свойства кислот и
свойства оснований, нерастворимы в воде, им
соответствуют амфотерные оксиды (степень окисления металла: +3, +4; исключение
– Zn, Be, Sn, Pb в степени окисления
+2)
ZnO - Zn(OH)₂ ↔ H₂ZnO₂
Al₂O₃ - Al(OH)₃ ↔ H₃AlO₃
GeO₂ - Ge(OH)₄ ↔ H₄GeO₄
Для них возможны ковалентные полярные
связи и молекулярные кристаллические решётки.
*Зная
только эти правила уже можно сдать экзамен!
3. Принцип «Соответствия» или «Родства»
*
Не путайте с подобием. Подобное растворяется в подобном! Это алхимики
придумали. Но сейчас не об этом.
Единство
и многообразие химических веществ этого мира наиболее ярко проявляется в
генетической связи веществ, которая отражается в генетических рядах.
Генетическим называют ряд веществ – представителей разных классов, являющихся
соединениями одного химического элемента, связанных взаимопревращениями и
отражающих общность происхождения этих веществ или генезис. Под
соответствующими веществами следует понимать: простое вещество –
оксид – гидроксид – соль, одного химического элемента в определённой
степени окисления. Не трудно запомнить, кислотному оксиду соответствует
кислота, основному - основание, амфотерному и то и другое.
*
«4» уже обеспечена!
4. Принцип «Природа вещества»
*Здесь
всё как в природе и в обществе, сильный вытесняет слабого, активный неактивного,
нелетучий летучего! Закон джунглей!
Как
определить природу вещества? Подсказки в выданных справочных материалах.
Смотри электрохимический ряд напряжений металлов (только для растворов!).
Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов
кислот, а стоящие правее – не вытесняют, также металлы ведут себя друг с другом
в растворах солей. Помни «суперактивные» металлы (до магния и алюминий в
амальгаме) взаимодействуют с водой. Пользуясь периодической системой химических
элементов (ПСХЭ) и зная изменения свойств в периодах и группах, несложно
определить, кто кого «выгонит». Например, каждый предыдущий галоген вытеснят
последующий, так как окислительные свойства сверху вниз в главных подгруппах
ослабевают.
*
У атома хлора больше силёнок, чем у брома и йода, он даже с золотом реагирует!
5. Принцип
«Растворимости веществ»
*
Будь осторожен с нерастворимыми веществами! Представь что это «камень».
«Камень» не просто растворить!
При выборе ответа важно определить
растворимость веществ. Если в уравнении химической реакции и в левой и правой
части осадок, то вряд ли ответ верный. Соли взаимодействуют с другими
веществами в основном, лишь в растворах! Нерастворимые основания «осилят»
только сильные кислоты.
6. Принцип «Сплавление»
*
Это про соли с оксидами! Только при сплавлении реагируют!
Итак,
Соль + Оксид – невозможная реакция (в растворах!)
Приведём возможные случаи:
1. Соль + основный оксид =/
2. Соль + амфотерный оксид = соль +
кислотный оксид (лет.)
3. Соль + кислотный оксид (нелет.) =
соль + кислотный оксид (лет.)
В ОГЭ это случаи сплавления карбонатов с оксидом кремния, алюминия,
цинка.
*Это
же нелетучий вытесняет летучего! Одно и то же!
7. Принцип или Правило "Обмена»
*
Наконец – то правило. Обмен это когда ты мне, я тебе?
Химик
«правила обмена»
Не
забудет никогда:
В
результате – непременно
Будет
газ или вода,
Выпадет
осадок –
Вот
тогда – порядок!
8. Принцип «Летучести»
*
Опять энтропию Вселенной повысили. Кругом Хаос!
Термическое
разложение солей трудно подвести к одному итогу. Эти реакции следует заучить.
Но всё- таки имеются закономерности:
Соли
аммония – Аммиак (исключение нитрит и нитрат аммония)
Соли
угольной кислоты – углекислый газ
Соли
азотной кислоты – кислород (во всех 3-х случаях)
Соли
серной кислоты – сернистый газ, кислород. Разложение сульфатов вообще не
освещено в школьных учебниках.
Соли
фосфорной кислоты – обезвоживание до мета- и- пирофосфатов.
Термическое
разложение нерастворимых оснований приводит к образованию соответствующего
оксида и воды (исключение гидроксид лития). Неустойчивые кислоты – угольная,
сернистая, азотная (на свету).
9. Принцип «Комплексообразования»
*Ох
уж эти комплексы, у меня в молодости тоже комплекс был, всё боялась, что разобьют,
если хозяин золото не получит….
Важной
особенностью d- металлов (элементы
побочных подгрупп), алюминия и бериллия является наличие свободных орбиталей,
что позволяет им образовывать донорно-акцепторные (координационные) связи с
различными донорами неподелённых электронных пар (лиганды: NH3, H2O,
-OH
и др.) Вследствие этого они образуют многочисленные комплексные
соединения. Комплексных соединений известно больше, чем других неорганических.
Следует запомнить: координационное число (КЧ) лиганда 2, 4, 6. Для сдачи ОГЭ
достаточно выучить гидроксокомплексы цинка, бериллия, алюминия и КЧ – 4,
реже хрома с КЧ – 6. (4 тоже допускается).
*Для
ЕГЭ и олимпиад полезно запомнить аммиачные растворы оксидов меди и серебра
(+1). КЧ аммиака – 2, а для меди в степени окисления (+2) – 4.
*Ведь
с помощью реактива Толленса можно серебро получить. Я ведь и создана для
получения злата и серебра!
10. Принцип «Исключительности»
*
Это наверное про купоросное масло и селитряный спирт,
Про
мать и царицу всех кислот. Да, креативные особы, всё выделиться хотят. Особенно
«Азотка»!
Разбавленная
серная кислота обладает химическими свойствами, характерными для всех кислот.
Концентрированная - является сильным окислителем. Азотная кислота очень
реакционноспособное вещество. В химических реакциях проявляет себя как сильная
кислота и как сильный окислитель. Азотная кислота взаимодействует со многими органическими
веществами, этот процесс называется нитрованием.
11. Принцип «Самоокисления -
самовосстановления» или «Несоразмерности»
*
Это когда на одном уроке и «2» и «5» получаешь!
Протекание
реакций диспропорционирования сопровождается одновременным увеличением и
уменьшением степени окисления одного и того же элемента. При этом исходное
вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а
другое с более низкой степенями окисления. Очевидно, эти реакции возможны для
веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления.
Заключение
Химические свойства неорганических
веществ определяются кислотно-основными и окислительно - восстановительными
закономерностями. Определение возможности протекания
химической реакции с помощью термодинамических расчетов в условиях экзамена
невозможно. Чтобы определить, взаимодействуют ли вещества, надо систематически
и настойчиво изучать химические свойства основных классов неорганических веществ!
Специфические реакции требуют особого внимания. Главное в химии - уметь
анализировать!
Практическая значимость
Данная работа может быть использована
учащимися для формирования своего портфолио по химии, а также в процессе
закрепления изученного материала на уроках и консультациях.
Список литературы
1.
Габриелян, О.С. Химия. 11 класс. Углублённый уровень: учебник
[Текст]/ О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова. – 2-е изд., стереотип.- М.: Дрофа, 2015.-
397, (3) с.: ил.-ISBN 978-5-358-15515-2
2.
Габриелян, О.С. Химия. 9 класс: учебник О.С [Текст]/ О.С. Габриелян. – 2-е
у изд., стереотип.- М.: Дрофа, 2014.-319с.: ил. – ISBN 978-5-358-13386-0
3.
Кочкаров, Ж. А. Химия в уравнениях реакций: учебное пособие [Текст]/ Ж.А.
Кочкаров. – изд.3-е. – Ростов н/Д: Феникс, 2016. – 332 (1) с.: ISBN
978-5-222-27232-9
4.
Лидин, Р.А. Задачи по неорганической химии: учебное пособие для хим.-технол.
вузов [Текст]/ Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л. Л. Андреева. М.: Высш. Шк., 1990. –
319с.: ISBN
5-06-000664-6
Приложение
Химия
Экспресс-памятка
специфических
реакций
для
подготовки
К
ОГЭ
для
ЕГЭ тоже пригодится
ФОРМУЛА
|
СИСТЕМАТИЧЕСКОЕ
НАЗВАНИЕ
|
ТРИВИАЛЬНОЕ
НАЗВАНИЕ
|
Na2CO3
|
Карбонат
натрия
|
Кальцинированная
сода
|
Na2CO3*10H2O
|
Декагидрат
карбоната натрия
|
Кристаллическая
сода
|
NaHCO3
|
Гидрокарбонат
натрия
|
Пищевая
сода ,питьевая сода, двууглекислая сода
|
NaOH
|
Гидроксид
натрия
|
Едкий
натр, каустическая сода, каустик
|
Na2SO4*10H2O
|
Декагидрид
сульфата натрия
|
Глауберова
соль
|
Na2SiO3
|
Силикат
натрия
|
Растворимое
стекло, жидкое стекло
|
NaNO3
|
Нитрат
натрия
|
Чилийская
селитра, натриевая селитра
|
Na3[AlF6]
или 3NaF*AlF3
|
Гексафторалюминат
натрия
|
Криолит
|
NaCL
|
Хлорид
натрия
|
Поваренная
соль, каменная соль, пищевая соль
|
K2CO3
|
Карбонат
калия
|
Поташ
|
KOH
|
Гидроксид
калия
|
Едкое
кали
|
KClO3
|
Хлорат
калия
|
Бертолетова
соль
|
K2SiO3
|
Силикат
калия
|
Жидкое
стекло, растворимое стекло
|
C
|
углерод
|
Графит,
кокс, уголь, сажа
|
CaCO3
|
Карбонат
кальция
|
Мел,
известняк, мрамор
|
CaO
|
Оксид
кальция
|
Негашёня
известь, “кипелка”
|
Ca(OH)2
|
Гидроксид
кальция
|
Гашёная
известь, белильная известь, “пушонка”
|
Ca(OH)2
|
Гидроксид
кальция
|
Известковая
вода (насыщенный прозрачный раствор), известковое молоко (взвесь Ca(OH)2
в воде)
|
Ca(ClO)2
+ CaCl2
|
Хлоридгипохлорид
кальция
|
Хлорная известь
|
Ca(H2PO4)2
+ 2CaSO4
|
Смесь
дигидрофосфата и сульфата кальция
|
Простой
суперфосфат
|
Ca(H2PO4)2
|
Дигидрофосфат
кальция
|
Двойной
суперфосфат
|
CaSO4*2H2O
|
Дигидрат
сульфата кальция
|
Гипс
|
FeCl2
|
Хлорид
железа (II)
|
Хлористое
железо
|
FeCl3
|
Хлорид железа(III)
|
Хлорное
железо
|
FeS2
|
Дисульфид
железа(II)
|
Пирит,
железный колчедан, серный колчедан
|
FeSO4*7H2O
|
Гептагидрат
сульфата железа
(II)
|
Железный
купорос
|
ZnSO4*7H2O
|
Гептагидрат
сульфата цинка
|
Цинковый
купорос
|
ZnS
|
Сульфид
цинка
|
Цинковая обманка
|
CuSO4*5H2O
|
Пентагидрат
сульфата меди (II)
|
Медный
купорос
|
(CuOH)2CO3
|
Карбонат
гидроксомеди (II)
|
Малахит
|
N2O
|
Оксид
азота(I)
|
“веселящий” газ
|
NO2
|
Оксид
азота (IV)
|
“бурый” газ
|
NH4Cl
|
Хлорид
аммония
|
Нашатырь
|
NH4NO3
|
Нитрат
аммония
|
Аммиачная
селитра
|
NH3*H2O
или
NH4OH
|
Гидрат
аммиака, гидроксид аммония
|
Нашатырный
спирт
|
NH4H2PO4
+ (NH4)2HPO4
|
Смесь
дигидрофосфата и гидрофосфата аммония
|
Aммофос
|
CO
|
Оксид
углерода
(II)
|
Угарный
газ
|
CO2
|
Оксид
углерода (IV)
|
Углекислый
газ, угольный ангидрид
|
SO2
|
Оксид
серы (IV)
|
Сернистый
газ, сернистый ангидрид
|
SO3
|
Оксид
серы (VI)
|
Серный
ангидрид
|
H2SO4* xH2O
|
олеум
|
Раствор SO3 в
концентрированной серной кислоте
|
HF
|
фторводород
|
Плавиковая
кислота ( раствор HF в воде)
|
Al2O3
|
Оксид
алюминия
|
Корунд,
боксит, глинозём
|
SiO2
|
Оксид
кремния (IV)
|
Горный
хрусталь, силикагель, кварц, песок, кремнезём
|
CrO3
|
Оксид
хрома(VI)
|
Хромовый
ангидрид
|
MnO2
|
Оксид
марганца(IV)
|
Пиролюзит
|
Получение
O2
В
лаборатории ( термическое разложение ):
1.2KNO3=2KNO2+O2;
2.2HgO=2Hg+O2;
3.2KClO3=2KCl+3O2;
4.2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2;
5.2H2O2=2H2O+O2.
Трехстадийный
синтез серной кислоты
(
промышленный контакт )
I
4FeS + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.
II
2SO2 + O2 = 2SO3. (450°C, V2O5)
III
SO3
+ H2O
(из конц. H2SO4) = H2SO4;
H2SO4
+ nSO3 = H2SO4*nSO3 (олеум).
Трехстадийный
синтез азотной кислоты
(промышленный)
I
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (800°C, Pt).
II
2NO + O2 = 2NO2.
III
4NO2 + O2 + 2 H2O = 4HNO3.
Способы получения металлов
Пирометаллургический
(высокотемпературный):
8Al
+ 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe;
(t) Fe2O3 + 3CO = 3 CO2 + 2Fe; (t)
KCl
+ Na = NaCl + K; (t) CuO + H2 = H2O
+ Cu. (t)
Гидрометаллургический
(из растворов):
CuSO4
+ Fe = FeSO4 + Cu; 2K[Au(CN)2] + Zn
= K2[Zn(CN)4] + 2Au.
Электрометаллургический
(из расплавов и растворов):
2Al2O3
= 3O2
+ 4Al;
(электролиз, 1000°С) 2NaCl
= Cl2
+ 2Na;
(электролиз)
2NiSO4
+ H2O = H2SO4 + O2 + 2Ni.(электролиз)
Амфотерный гидроксид
|
Кислотный остаток и его валентность
|
Комплексный ион
|
Zn(OH)2 / H2ZnO2
|
ZnO2 (II)
|
[Zn(OH)4]2-
|
Al(OH)3 / HAlO2
|
AlO2 (I)
|
[Al(OH)4]-, [Al(OH)6]3-
|
Be(OH)2 / H2BeO2
|
BeO2 (II)
|
[Be(OH)4]2-
|
Sn(OH)2 / H2SnO2
|
SnO2 (II)
|
[Sn(OH)4]2-
|
Pb(OH)2 / H2PbO2
|
PbO2 (II)
|
[Pb(OH)4]2-
|
Fe(OH)3 / HFeO2
|
FeO2 (I)
|
[Fe(OH)4]- , [Fe(OH)6]3-
|
Cr(OH)3 / HCrO2
|
CrO2 (I)
|
[Cr(OH)4]- , [Cr(OH)6]3-
|
OH¯
OH¯ -2H2O(T)
Al³+
↔ Al(OH)3 ↔ [Al(OH)4] ¯ ↔ AlO2¯
H+
H+
+2H2O
Получение
Cl2
В
лаборатории:
2KMn04
+ 16HCl (КОНЦ.) = 5Сl2
+ 2MnCl2
+ 2KCl
+ 8H2O;
K2Cr2O7
+ 14HCl (КОНЦ.) = 3Cl2
+ 2CrCl3
+ 2KCl
+ 7H2O
MnO2
+ 4HCl (КОНЦ.) = MnCl2
+ 2H2O
+ Cl2
PbO2
+ 4HCl(КОНЦ.)
= PbCl2
+ H2O
+ Cl2
В
промышленности:
2NaCl
+ 2H2O
= Cl2
+ 2NaOH
+ H2.
Получение
HCl:
В
лаборатории:
NaCl
+ H2SO4
= NaHSO4
+ HCl
или
2NaCl
+ H2SO4 = Na2SO4
+ 2HCl
В
промышленности:
Cl2
+ H2
= 2HCl
(свет)
Получение
NH3:
В
промышленности:
В
лаборатории:
2NH4Cl
+ Ca(OH)2=
CaCl2
+ 2H2O
+ 2NH3
В
промышленности: ( при давлении до 100 МПа ) :
N2
+ 3H2=2NH3 ( 450°C) (Fe+Al2O3)
Получение
H2
В
лаборатории:
1.
Zn
+ H2SO4=ZnSO4
+ H2
2.
2Al + 2KOH + 6H2O= 2K[Al(OH)4] + 3H2.
В
промышленности:
1.
Электролиз раствора KCl:
2KCl
+ 2H2O = H2+Cl2+2KOH;
2.
Конверсия метана:
СH4
+ 2H2O
= 4H2
+ CO2;
1300°C
, [Ni]
CH4
= C
+ 2H2;
350°C
[Fe]
3.
Конверсия воды:
С
+ H2O
= H2
+ CO;
1000°C
СO
+ H2O
= CO2
+ H2.
I.
Принцип «Противоположности»
Металл
+ Неметалл
3Fe
+ 2O2
= Fe3O₄
4Ag
+ 2O3 = 2Ag2O + 2O2
2Na
+ 2C = Na2C2
Zn
+ H2 = ZnH2
3Fe
+ C = Fe3C
6Fe
+ N2 = 2Fe3N
2Na
+ O2 = Na2O2
Ca
+ 2C = CaC2
2Fe
+ 3Cl2 = 2FeCl3
Неметалл
+ Неметалл
N2
+ 2C
= C2N2
N2
+ 3F2
= 2NF3
N2
+ O2 = 2NO
C
+ 2O3 = CO2 + 2O2
O3
+ F2 = OF2 + O2
Br2
+ S = SBr2
Кислота
+ Основание
H3PO4
+ NaOH = NaH2PO4 + H2O
H3PO4
+ 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
Кислота
+ Кислота
2H2S
+ H2SO3 = 3S + 3H2O
2HBr
+ H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
H2S
+ 4H2O2 = H2SO4 + 4H2O
5HBr
+ HBrO3 = 3Br2 + 3H2O
6HNO3
+ HI = HIO3 + 6NO2 + 3H2O
Возможны
другие случаи. Ангидриды некоторых кислот можно получить дегидратацией с
помощью оксида фосфора (V), при этом
степени окисления не изменяются.
2HClO4
+ P2O5 = Cl2O7 + 2HPO3
H2SO4
+ P2O5 = SO3 + 2HPO3
As2O3
+ 8HCl = 2H[AsCl4] + 3H2O
2HNO3
+ P2O5 = 2HPO3 + N2O5
SiO2
+ 4HF
= SiF4
+ 2H2O
Основание
+ Основание
Cu2O
+ 4NH3
+ H2O
= 2[Cu(NH3)2]OH
CuO
+ 4NH3 + H2O = [Cu(NH3)4](OH)2
Cu(OH)2
+ 2NaOH (конц.) = Na2[Cu(OH)4]
Al(OH)3
+ NaOH = Na[Al(OH)4]
Zn(OH)2
+ 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2
С
современных позиций это кислотно-основное взаимодействие!
II.
Принцип «Двойственности»
Zn(OH)2
+ NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Al(OH)3
+ NaOH = Na[Al(OH)4]
Be(OH)2
+ NaOH = Na2[Be(OH)4]
Cr(OH)3
+ 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
6Al(OH)3
= H2O2
+ 2Al3O4
+ 8H2O
III.
Принцип «Соответствия» или «Родства»
2NO2
+ 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
Fe3O4
+ 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
K2O2
+ 2H2O = 2KOH + H2O2
Mn2O7
+ 2KOH = 2KMnO4 + H2O
P2O3
+ 3H2O = 2H3PO3
P2O5
+ H2O = 2HPO3
P2O5
+ 2H2O = H4P2O7
P2O5
+ 3H2O = 2H3PO4
2NO2
+ H2O = HNO3 + HNO2
IV.
Принцип «Природа вещества»
В
растворе
2NaOH
+ Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
В
расплаве
2NaOH
+ Zn
= Na2ZnO2
+ H2
2FeCl3
+ Cu = CuCl2 + 2FeCl2 (ОВР!)
Zn
+ Na2CO3 + 3H2O = Na2[Zn(OH)4]
+ H2 + CO2 ↑
MgCl2
+ 2Na = Mg + 2NaCl (расплав, т.к.
Na реагирует с
H2O)
Способы
разложения комплексных солей
При
действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода:
Na[Al(OH)4]
+ 4HCl = NaCl + AlCl3 + H2O
K3[Cr(OH)6]
+ 6HNO3 = 3KNO3 + Cr(NO3)3 + 6H2O
При
действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла,
амфотерный гидроксид и вода:
Na[Al(OH)4]
+ HCl = NaCl + Al(OH)3 + H2O
K3[Cr(OH)6]
+ 3HNO3 = 3KNO3 + Cr(OH)3 + 3H2O
При
действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный
гидроксид и вода:
Na[Al(OH)4]
+ H2S = NaHS + Al(OH)3 + H2O
K3[Cr(OH)6]
+ 3H2CO3 = 3KHCO3 + Cr(OH)3 + 3H2O
X.
Принцип «Исключительности»
Серная
кислота:
8HJ
+ H2SO4 = 4J2 + H2S + 4H2O
2HBr
+ H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
C
+ 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
3S
+ 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O
Cu
+ 2H2SO4 + 4NaNO3 = Na2SO4
+ Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Азотная
кислота:
C
+ 4HNO3 (конц.) = CO2
+ 4NO2 + 2H2O
S
+ 6HNO3 (конц.) = H2SO4
+ 6NO2 + 2H2O
P
+ 5HNO3 (конц.) = H3PO4
+ 5NO2 + H2O
3C
+ 4HNO3 (разб.) = 3CO2
+ 4NO + 2H2O
S
+ 2HNO3 (разб.) = H2SO4
+ 2NO
P
+ 3HNO3 (разб.) = H3PO4
+ 3NO
Fe(NO3)2
+ 2HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3
+ NO2 + H2O
PbS
+ 8HNO3 (конц.) = 8NO2
+ PbSO4 + 4H2O
I2
+ 10HNO3
= 2HIO3
+ 10NO2
+ 4H2O
XI.
Принцип «Диспропорционирования»
3CI2
+ 6KOH = 5KCI + KCIO3 + 3H2O (0: -1, +5)
При
нагревании
CI2
+ 2KOH = KCI + KCIO + H2O (0: -1, +1)
На
холоду
3S
+ 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
VIII.
Принцип «Летучести»
Разложение
солей
NH4NO2
= N2
+ 2H2O
NH4NO3
= N2O + 2H2O
NaH2PO4
= NaPO3 + H2O
2Na2HPO4
= Na4P2O7
+ H2O
Разложение
кислородсодержащих солей – окислителей:
2KClO3
= 2KCl + 3O2
4KClO3
= KCl + 3KClO4
2KMnO4
= K2MnO4
+ MnO2
+ O2
Разложение
комплексных солей
При
нагревании разлагаются все комплексные соли, образованные амфотерными
гидроксидами
Na[Al(OH)4]
= NaAlO2
+ 2H2O
Разложение
основных солей
При
нагревании разлагаются многие основные соли:
(CuOH)2CO3
= 2CuO
+ CO2
+ H2O
Разложение
сульфатов
4FeSO4
= 2Fe2O3 + 4SO2↑ + O2↑
Fe2(SO4)3
= Fe2O3 + 3SO3↑
2Fe2(SO4)3
= 2Fe2O3 + 6SO2↑ + 3O2↑
2CuSO4
= 2CuO + 2SO2↑ + O2↑
2NaHSO4
= Na2S2O7 + H2O↑
Na2S2O7
= Na2SO4 + SO3↑
2Cr2(SO4)3
= 2Cr2O3 + 6SO2 + 3O2↑
IX.
Принцип «Комплексообразования»
Zn(OH)2
+ 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
ZnO
+ 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4]
Al(OH)3
+ NaOH = Na[Al(OH)4]
Al2O3
+ 2NaOH + 3H2O = Na[Al(OH)4]
Cr2S3
+ 12NaOH (изб.) = 2Na3[Cr(OH)6]
+ 3Na2S
Аɡ2O
+ 4NH3 + H2O = 2[Аɡ(NH3)2]OH
(Реактив Толленса)
Cu2O
+ 2NaOH + H2O = 2Na[Cu(OH)2]
Cu(OH)2
+ 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
2Cu
+ 4HCl = 2H[CuCl2] + H2↑
Окислительно-восстановительные
свойства:
Br2
+ H2S
= 2HBr
+ S↓
2NaJ
+ Cl2 = J2↓ + 2NaCl
2Al
+ 3CuO = Al2O3 + 3Cu↓
Сильная
кислота вытесняет слабую из раствора соли, нелетучая - летучую
2NaNO3(тв.)
+ H2SO4
= 2HNO3
↑ + Na2SO4
Пару
HCl
и HNO3
не брать!
CuSO4
+ H2S = CuS ↓ + H2SO4
KBr(тв.)
+ H3PO4(конц.)
= HBr ↑ + KH2PO4
Т.к.
H3PO4
нелетучая неокисляющаяся кислота
V.
Принцип «Растворимости вещест»
FeS
+ NaCl
≠ , т.к. соль FeS нерастворима
Zn3(PO4)2
+ 12NaOH = 3Na2[Zn(OH)4] + 2Na3PO4
VI.
Принцип «Сплавления»
Соль
+ основный оксид ≠
Соль
+ амфотерный оксид = соль + кислотный оксид (лет.)
Соль
+ кислотный оксид (нелет.) = соль + кислотный оксид (лет.)
Na2CO3
+ SiO2 = Na2SiO3 + CO2↑
P2O5
+ 3Na2CO3 = 2Nа3PO4
+ 3CO2↑
SiO2
+ CaCO3 = CO2↑ + CaSiO3
Al2O3
+ Na2CO3 = CO2↑ + NaAlO2
Al2O3
+ 6KHSO4 = Al2(SO4)3 + 3K2SO4
+ 3H2O
VII.
Правило обмена
FeCl3
+ 3NH4SCN = Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
NH4HCO3
+ NaCl = NaHCO3↓ + NH4Сl
2NaNO2
+ H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.