Инфоурок Химия КонспектыМетодическая разработка по химии на тему "Обобщение: химические свойства основных классов неорганических соединений" 9 класс

Методическая разработка по химии на тему "Обобщение:химические свойства основных классов неорганических соединений" 9 класс

Скачать материал

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 понимаетеазот.  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) ↔ HZnO

AlO - Al(OH) ↔ HAlO

GeO - Ge(OH) ↔ HGeO

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)/ H2ZnO2

ZnO2  (II)

[Zn(OH)4]2-

Al(OH)/ HAlO2

AlO2  (I)

[Al(OH)4]-, [Al(OH)6]3-

Be(OH)/ 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 = Fe3O

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 = Na­­[Be(OH)­­­]

Cr(OH)­3 ­+ 3NaOH = Na3[Cr(OH)­]

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 сO)

 

 

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.)

Na­CO­ + SiO­ = Na­­­2SiO­3­­­ + CO­

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

 

 

 

Просмотрено: 0%
Просмотрено: 0%
Скачать материал
Скачать материал "Методическая разработка по химии на тему "Обобщение: химические свойства основных классов неорганических соединений" 9 класс"

Методические разработки к Вашему уроку:

Получите новую специальность за 2 месяца

Специалист по студенческому спорту

Получите профессию

Фитнес-тренер

за 6 месяцев

Пройти курс

Рабочие листы
к вашим урокам

Скачать

Скачать материал

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

6 625 975 материалов в базе

Материал подходит для УМК

  • «Химия», Габриелян О.С.

    «Химия», Габриелян О.С.

    Тема

    Глава 4. Обобщение знаний по химии за курс основной школы. Подготовка к государственной итоговой аттестации (ГИА)

    Больше материалов по этой теме
Скачать материал

Другие материалы

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

  • Скачать материал
    • 22.04.2022 482
    • DOCX 171.7 кбайт
    • 13 скачиваний
    • Оцените материал:
  • Настоящий материал опубликован пользователем Дудина Лариса Алексеевна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

    Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.

    Удалить материал
  • Автор материала

    Дудина Лариса Алексеевна
    Дудина Лариса Алексеевна
    • На сайте: 1 год и 11 месяцев
    • Подписчики: 0
    • Всего просмотров: 893
    • Всего материалов: 2

Ваша скидка на курсы

40%
Скидка для нового слушателя. Войдите на сайт, чтобы применить скидку к любому курсу
Курсы со скидкой

Курс профессиональной переподготовки

Экскурсовод

Экскурсовод (гид)

500/1000 ч.

Подать заявку О курсе

Курс профессиональной переподготовки

Педагогическая деятельность по проектированию и реализации образовательного процесса в общеобразовательных организациях (предмет "Химия и биология")

Учитель химии и биологии

300 ч. — 1200 ч.

от 7900 руб. от 3950 руб.
Подать заявку О курсе
  • Сейчас обучается 33 человека из 22 регионов

Курс профессиональной переподготовки

Биология и химия: теория и методика преподавания в профессиональном образовании

Преподаватель биологии и химии

500/1000 ч.

от 8900 руб. от 4450 руб.
Подать заявку О курсе
  • Сейчас обучается 46 человек из 26 регионов

Курс профессиональной переподготовки

Педагогическая деятельность по проектированию и реализации образовательного процесса в общеобразовательных организациях (предмет "Химия")

Учитель химии

300 ч. — 1200 ч.

от 7900 руб. от 3950 руб.
Подать заявку О курсе

Мини-курс

Развитие мотивации к обучению

4 ч.

780 руб. 390 руб.
Подать заявку О курсе
  • Сейчас обучается 138 человек из 42 регионов

Мини-курс

Современные технологии в образовании (робототехника)

10 ч.

1180 руб. 590 руб.
Подать заявку О курсе

Мини-курс

Концепции управления продуктом и проектом: стратегии и практика.

10 ч.

1180 руб. 590 руб.
Подать заявку О курсе