Получение и свойства азота и его соединений

Характерные степени окисления азота, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Простое вещество

NH4NO2 →t → N2 + 2H2O

N2 + 6Li = 2Li3N

N2 + 3Ca →t → Ca3N2

N2 + O2 →t → 2NO

Соединения азота (-3)

N2 + ЗН2 →t, p, катализатор → 2NH3

Ca3N2 + 6H2O = ЗСа(OH)2 + 2NH3

2NH4Cl + Са(OH)2 →t → CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O

NH3 + Н2O ↔ NH3 • Н2O ↔ NH4+ + OH¯

NH3 + HCl = NH4Cl

4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4

2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

4NH3 • H2O + Ag2O = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

4NH3 + 5O2 →Pt, t → 4NO + 6H2O

2NH3 + 3CuO →t → 3Cu + N2 + 3H2O

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O

NH4Cl →t → NH3 + HCl

NH4NO2 →t → N2 + 2H2O

(NH4)2CO3 →t → 2NH3 + H2O + CO2

NH4NO3 →t → N2O + 2H2O

NH4NO2 →t → N2 + 2H2O

(NH4)2Cr2O7 →t → N2 + Cr2O3 + 4H2O

Оксиды азота

2N2O →t → 2N2 + O2

2HNO2 = NO2 + NO + H2O

2NO2 + Н2O(хол.) = HNO2 + HNO3

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O

3NO2 + H2O(rop.) = 2HNO3 + NO

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

N2O3 = NO + NO2

2N2O5 = 2NO2 + O2

N2O5 + H2O = 2HNO3

N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

Соединения азота(+3)

Ba(NO2)2 + H2SO4(разб.) = BaSO4↓ + 2HNO2 (на холоду)

NO2 + NO + H2O = 2HNO2 (на холоду)

2HNO2 = NO2 + NO + H2O

2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O

5NaNO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

2NaNO2 + 2H2SO4 + 2KI = I2 + 2NO + K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O

Соединения азота(+5)

N2 + 3H2 →t, p, катализатор → 2NH3

4NH3 + 5O2 →Pt, t → 4NO + 6H2O

2NO + O2 = 2NO2

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

NaNO3 + H2SO4(конц.) = HNO3 + NaHSO4

4HNO3 →hv → 4NO2 + O2 + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Ca + 10HNO3(конц.) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

4Са + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3(конц.) пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.

Fe + 6HNO3 (конц.) →t → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Fe + 4HNO3 (разб.) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

ЗР + 5HNO3(разб.) + 2Н2O = 3H3PO4 + 5NO

S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 3H2O

2KNO3 →t → 2KNO2 + O2 (металлы до Mg в ряду напряжений)

2Cu(NO3)2 →t → 2CuO + 4NO2 + O2 (металлы от Mg до Cu)

2AgNO3 →t → 2Ag + 2NO2 + O2 (металлы после Cu в ряду напряжений)

4Fe(NO3)2 →t → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

Получение и свойства фосфора и его соединений

Простое вещество(Р4 – белый фосфор, Р – красный фосфор)

2Са3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 →t → Р4 + 6CaSiO3 + 10CO

4Р + 5O2 →t → Р4О10

Р4 + 6Са →t → 2Са3Р2

ФосфинРН3

Zn3P2 + 6HCl = 2PH3↑ + 3ZnCl2

Са3Р2 + 6Н2O = 2PH3↑ + 3Ca(OH)2

2РН3 + 2O2 = Н3PO4

РН3 + HI= PH4I (на холоду)

Фосфористая кислотаН3PO3 (Н2РHO3 – двухосновная кислота)

Р4O6 + 6Н2O = 4Н3PO3

Н3PO3 + NaOH = NaH2PO3 + H2O (NaHPHO3 – кислая соль)

Н3PO3 + 2NaOH = Na2HPO3 + H2O (Na2PHO3 – средняя соль)

Фосфорные кислоты : метафосфорная НPO3 (Нn (PO3)n , где n = 3, 4), дифосфорная – Н4Р2O7, ортофосфорная – Н3PO4.

Р4 + 5O2 = Р4О10

Р4О10 →Н2O, 0 °C → НPO3 →Н2O, 20 °C → Н4Р2O7 →Н2O, 10 °C → Н3PO4

Н3PO4 →t → Н4Р2O7 →t → НPO3

Н3PO4 + NH3 = NH4H2PO4

Н3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O

Н3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O

Н3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4

Са3(PO4)2 + 2H2SO4 = Са(Н2PO4)2 + 2CaSO4

2Са3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 →t → Р4 + 6CaSiO3 + 10CO

VIA-группа

VIA-группу образуют четыре неметалла: кислород, сера, селен, теллур, называемые халькогенами, и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA-группы имеют электронную формулу ns2np4. Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d -орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d -орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.

Кислород и его соединения

Кислород – самый распространенный элемент земной коры. Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Возможные степени окисления кислорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Получение и свойства кислорода

Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха.

2КMnO4 →t → К2MnO4 + MnO2 + O2

2KClO3 →t → 2KCl + 3O2

(NaOH) + 2Н2O →электролиз раствора → 2Н2 + O2

O2 + 2F2 = OF2

2Са + O2 = 2СаО

S + O2 = SO2

2С2Н2 + 5O2 = 4CO2 + 2Н2O

4FeS2 + 11O2 →t → 2Fe2O3 + 8SO2

4NH3 + 3O2 = 6Н2O + 2N2

4NH3 + 5O2 →p, t, Pt → 4NO + 6Н2O

Получение и свойства озона O3

3O2 →hv → 2O3

O3 = O2 + О

KI + Н2O + O3 = I2 + 2KOH + O2

Свойства пероксида водорода

ВaO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + Н2O2 (на холоду)

2Н2O2 →MnO2 → 2Н2O + O2

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Н2O2 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

2KI + H2SO4 + H2O2 = I2 + K2SO4 + 2Н2O

Н2O2 + O3 = 2O2 + Н2O

Сера и ее соединения

Характерные степени окисления серы, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Чистая сера – хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько модификаций: ромбоэдрическую и призматическую, также пластическую (аморфную). Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S8. В расплаве серы существуют молекулы S8, S6, в парах серы – молекулы S6, S4, S2.

Получение и свойства серы

FeS2 →t → FeS + S

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

S + O2 →t → SO2

Fe + S →t → FeS

Hg + S = HgS

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

Получение и свойства соединений серы(-2)

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

H2S ↔ H+ + HS¯ ↔ 2H+ + S2-

2H2S + O2 (недостаток) = 2S↓ + 2H2O

2H2S + 3O2 (избыток) →t → 2SO2 + 2H2O

2H2S + SO2 = 3S↓ + 2H2O

H2S + I2 = S↓+ 2HI

5H2S + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5S↓ + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

3H2S + 4H2SO4 + K2Cr2O7 = 3S↓ + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O

Na2S + 2H2O ↔ NaHS + NaOH

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

3Na2S + Cr2(SO4)3 + 6H2O = 2Cr(OH)3↑ + 3H2S↑+ 3Na2SO4

Получение и свойства соединений серы(+4)

S + О2 →t → SO2

4FeS2 + 11O2 →t → 2Fe2O3 + 8SO2

SO2 + Н2O ↔ H2SO3 ↔ Н+ + HSO3¯ ↔ 2Н+ + SO32-

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2↑

SO2 + NaOH = NaHSO3

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2O

2SO2 + O2 →p, t, Pt → 2SO3

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl

5SO2 + 2H2O + 2KMnO4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4

Получение и свойства соединений серы(+6)

4FeS2 + 11O2 →t → 2Fe2O3 + 8SO2

2SO2 + O2 →p, t, V2O5 → 2SO3

H2O + SO3 = H2SO4

H2SO4 + SO3 = H2SO4 • SO3 = H2S2O7 (олеум)

H2S2O7 + H2O = 2H2SO4

Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2

Cu + H2SO4 (разб.) ≠

H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4 • H2O + Q

Концентрированная серная кислота пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.

2Fe + 6H2SO4 (конц.) →t → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O

Cu + 2H2SO4 (конц.) →t → CuSO4 + SO2 + 2Н2O

3Zn + 4H2SO4 (конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O

4Ca + 5H2SO4 (конц.) = 4CaSO4 + H2S + 4H2O

2H2SO4 (конц.) + S →t → 3SO2 + H2O

2H2SO4 (конц.) + С →t → 2SO2 + CO2 + 2H2O

VIIA-группa

Атомы галогенов, образующих VIIA-группу, имеют электронную конфигурацию ns2np5. Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I > At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. F2 и Cl2 – газы, Br2 – жидкость, I2 – твердое вещество. С увеличением радиуса атомов галогенов растет объем их атомов и молекул, а также их поляризуемость. Это приводит к увеличению сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван дер Ваальса) и повышению температур плавления и кипения простых веществ.

HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде образуют кислоты (HF – слабую, HCl, HBr и HI – сильные). В HF имеются сильные водородные связи. В ряду HCl – HBr – HI сила кислот несколько увеличивается в связи с увеличением поляризуемости молекул, пропорциональной их объему.

Электронная формула атома водорода 1s1. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s2. Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA-группе.

Водород и его соединения

Водород – наиболее распространенный элемент во Вселенной. Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Возможные степени окисления водорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

CH4 + 2Н2O →t, катализатор → 4Н2 + CO2

Zn + 2HCl = ZnCl2 + Н2

(NaOH) + 2Н2O →электролиз раствора → 2Н2 + O2

Н2 + 2Na →t → 2NaH

Н2 + Са →t → СаН2

2Н2 + O2 = 2Н2O

Н2 + Cl2 →hv → 2HCl

ЗН2 + N2 →t, p, катализатор → 2NH3

NaH + Н2O = NaOH + Н2

СаН2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2

Вода

Молекулы воды связаны водородными связями: n H2O = (Н2O)n , поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.

Кислород в молекуле воды находится в состоянии sp3 -гибридизации, две связи О—Н и две неподеленные пары кислорода располагаются тетраэдрически, угол между связями О—Н равен 104,5°, поэтому молекула воды полярная. Вода является хорошим растворителем для веществ с ионными или полярными связями.

2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2

Fe + 4Н2O →t → Fe3O4 + 4Н2

Ag + Н2O ≠

Н2O + СаО = Са(OH)2

Н2O + Al2O3 ≠

N2O3 + Н2O = 2HNO2

2CuSO4 + 2Н2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4

H2SO4(конц.) + H2O = H2SO4 • H2O

CuSO4 + 5H2O = CuSO4 • 5H2O

Фтор и его соединения

Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем.

F2 + Н2 = 2HF

2F2 + 2Н2O = 4HF + O2

F2 + 2NaCl = 2NaF + Cl2

4HF + SiO2 = SiF4↑ + 2Н2O

Хлор и его соединения

Хлор – тяжелый газ желто-зеленого цвета, с резким запахом.

2NaCl + 2Н2O →электролиз раствора → Н2 + Cl2 + 2NaOH

2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8Н2O

MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2Н2O

Cl2 + Н2 →hv → 2HCl

CH4 + Cl2 →hv → CH3Cl + HCl

С2Н4 + Cl2 = С2Н4Cl2

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2

Cl2 + Н2O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)

HClO = HCl + О (атомарный кислород – окислитель)

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO +Н2O

2Cl2 + 2Са(OH)2 = CaCl2 + Са(ClO)2 + 2Н2O

Смесь CaCl2 и Са(ClO)2 – хлорная, или белильная, известь.

ЗCl2 + 6KOH →100 °C → 5KCl + KClO3 + ЗН2O

KClO3 – хлорат калия, или бертолетова соль.

4KClO3 →400 °C → KCl + ЗKClO4

2KClO3 →v →2KCl + 3O2

Сила кислот растет в ряду:

HClO → HClO2 → HClO3 → HClO4.

2HCl + Fe = FeCl2 + H2↑

2HCl + CuO = CuCl2 + H2O

3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O

HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3

HCl + NH3 = NH4Cl

Бром, иод и их соединения

Бром – темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод – кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного – дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор → бром → иод.

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2

2Al + ЗBr2 = 2AlBr3

2Al + 3I2 = 2AlI3

Br2 + Н2 ↔ 2HBr

I2 + Н2^ 2Ш

AgNO3 + NaBr = AgBr↓ + NaNO3

AgNO3 + NaI = AgI↓+ NaNO3

I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6

10KI + 8H2SO4 + 2KMnO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

D-Элементы

В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-под-уровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d -элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро– и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.

Хром и его соединения

Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета. Электронная формула атома хрома 1s22s22p63s23p63d54s1.

Характерные степени окисления хрома, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Получение и свойства хрома

FeO • Cr2O3 + 4CO →t → Fe + 2Cr + 4CO2 (Fe + 2Cr) – феррохром

Сr2O3 + 2Al →t → 2Сr + Al2O3 – метод алюминотермии

Хром пассивируется на холоду концентрированными азотной и серной кислотами.

Сr + 2HCl = СrCl2 + Н2

СrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2↓ + 2NaCl

Свойства соединений хрома (+2) и хрома (+3)

Гидроксид хрома(II) сразу окисляется кислородом воздуха.

4Сr(OH)2 + O2 + 2Н2O = 4Сr(OH)3

СrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓ + 3NaCl

Cr(OH)3↓ + 3Na(OH) = Na3[Cr(OH)6]

Cr2O3 + 2NaOH →t → 2NaCrO2 + H2O

Cr(OH)3↓ + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

2Cr(OH)3 →t → Cr2O3 + 3H2O

2CrCl3 + 3Cl2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O

2Na3Cr(OH)6 + 3Br2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

Свойства соединений хрома (+6)

CrO3 + Н2O = H2CrO4

2CrO3 + H2O = H2Cr2O7

Желтый раствор хромата калия устойчив в щелочной среде, оранжевый раствор дихромата калия – в кислой среде.

К2Сr2O7 + 2KOH = 2К2СrO4 + Н2O

2K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + Н2O

(NH4)2Cr2O7 →t → Cr2O3 + N2 + 4Н2O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде.

К2Сr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3NaNO2 = Cr2(SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Марганец и его соединения

Марганец – серебристо-белый твердый и хрупкий металл. Характерные степени окисления марганца, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Получение и свойства марганца

FeO • Mn2O3 + 4CO →t → Fe + 2Mn + 4CO2 (Fe + 2Mn) – ферромарганец

Mn2O3 + 2Al →t → 2Mn + Al2O3 – метод алюминотермии

Mn + 2HCl = MnCl2 + Н2

Mn + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2 + 2Н2O

ЗMn + 8HNO3 (разб.) = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4Н2O

Свойства соединений марганца (+2)

MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + Na2SO4

Mn(OH)2↓ + 2NaOH ≠

Mn(OH)2↓ + H2SO4 = MnSO4 + 2H2O

2Mn(OH)2↓ + O2 = MnO2↓ + 2H2O

Mn(OH)2↓ + 2NaOH + Br2 = MnO2↓ + 2NaBr + 2H2O

Mn(OH)2↓ →t → MnO + H2O↑

2Mn(NO3)2 + 16HNO3 + 5NaBiO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 5NaNO3 + 7H2O

3MnCl2 + 2KClO3 + 12NaOH →сплавление → 3Na2MnO4 + 2KCl + 6NaCl + 6H2O

Свойства соединений марганца (+4)

MnO2 – устойчивый амфотерный оксид, сильный окислитель.

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2Н2O

3MnO2 + KClO3 + 6KOH →сплавление → 3K2MnO4 + KCl + 3H2O↑

Свойства соединений марганца (+6)

Соединения устойчивы лишь в сильнощелочной среде.

К2MnO4 + 8HCl = MnCl2 + 2Cl2 + 2KCl + 4Н2O

Свойства соединений марганца (+7)

Сильные окислители в кислой среде.

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

2KMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

2KMnO4 + 8H2SO4 + 10KI = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5NaNO2 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

2KMnO4 →t → K2MnO4 + MnO2 + O2↑

Железо и его соединения

Железо является вторым после алюминия металлом по распространенности в природе. Характерные степени окисления железа, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Соединения железа (+8) малохарактерны.

Получение и свойства железа

3Fe2O3 + CO →t → 2Fe3O4 + CO2

Fe3O4 + CO →t → 3FeO + CO2

FeO + CO →t → Fe + CO2

3Fe3O4 + 8Al →t → 9Fe + 4Al2O3

Fe + I2 →t → FeI2

2Fe + ЗCl2 →t → 2FeCl3

4Fe + 3O2 + 2Н2O = 4FeO(OH)↓ (коррозия на воздухе)

Fe + 2HCl = FeCl2 + Н2

Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2

Fe + 4HNO3 (разб.) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо на холоду. При нагревании реакция идет.

2Fe + 6H2SO4(конц.) →t → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2O

Fe + 6НNO3(конц.) →t → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Свойства соединений железа (+2)

FeO + Н2O ≠

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

Гидроксид железа(II) сразу окисляется кислородом воздуха.

4Fe(OH)2↓ + 2Н2O + O2 = 4Fe(OH)3↓

Fe(OH)2↓ + H2SO4 = FeSO4 + 2Н2O

Fe(OH)2↓ + 2NaOH *

FeSO4 + 6KCN = K4[Fe(CN)6] + K2SO4

FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + K2SO4

Свойства соединений железа (+3 )

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Fe(OH)3↓ + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3↓ + NaOH ≠ не идет в разбавленном растворе

Fe(OH)3↓ + NaOH →сплавление → NaFeO2 + 2H2O

FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl

FeCl3 + 6KCN = K3[Fe(CN)6] + 3KCl

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3KCl

FeCl3 + 3KCNS = Fe(SCN)3 + 3KCl

Свойства соединений железа (+6)

Феррат калия – окислитель.

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH →сплавление → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

4K2FeO4 + 10H2SO4(разб.) = 2Fe2(SO4)3 + 3O2↑ + 4K2SO4 + 10H2O

Медь и ее соединения

Медь – мягкий красный металл, хорошо проводит теплоту и электрический ток.

Получение и свойства меди

2CuS + 3O2 →t → 2CuO + 2SO2

CuO + CO →t → Cu + CO2

Cu + 2HCl + Н2O2 = CuCl2 + 2Н2O

Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2Н2O

Cu + 4НЖ)3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Cu + O2(недостаток) →200 °C → 2Cu2O

2Cu + O2(избыток) →500 °C → 2CuO

2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3↓ (малахит)

Свойства соединений меди(I)

2Cu2O + O2 →500 °C → 4CuO

Cu2O + CO →t → 2Cu + CO2

Cu2O + 4(NH3 • Н2O) (конц.) = 2[Cu(NH3)2]OH + 3H2O

Свойства соединений меди(II)

CuO + 2HCl = CuCl2 + Н2O

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Cu(OH)2↓ →t → CuO↓ + Н2O

Cu(OH)2↓ + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2↓ + NaOH ≠ не идет в растворе

Cu(OH)2↓ + 2NaOH (конц.) →t → Na2[Cu(OH)4]

CuSO4 + 4(NH3 • H2O) = [Cu(NH3)4]SO4 + 4Н2O

[Cu(NH3)4]SO4 + Na2S = CuS↓ + Na2SO4 + 4NH3

2CuSO4 + 2H2O ↔ (CuOH)2SO4 + H2SO4

2CuSO4 + 4KI = 2CuI↓ + I2 + 2K2SO4

2Cu(NO3)2 →t → 2CuO + 4NO2 + O2

Серебро и его соединения

3Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + H2O + 2NaNO3

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

AgCl↓ + 2(NH3 • H2O) = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3

Ag2O + 4(NH3 • Н2O) (конц.) = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O

2[Ag(NH3)2]OH + CH3CHO + 2H2O = 2Ag↓ + CH3COONH4 + 3(NH3 • H2O)

Цинк и его соединения

Получение и свойства цинка

2ZnS + 3O2 →t → 2SO2 + 2ZnO

ZnO + CO →t → Zn + CO2

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2↑

4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

Zn + 4НHNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

4Zn + 10HNO3(оч. разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑

Свойства соединений цинка

ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + Na2SO4

Zn(OH)2↓ + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2↓ + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Na2[Zn(OH)4] + 2HCl = Zn(OH)2↓ + 2NaCl + 2H2O

Na2[Zn(OH)4] + 4HCl = ZnCl2 + 2NaCl + 4H2O

Zn(OH)2↓ + 6NH4OH = [Zn(NH3)6](OH)2 + 6H2O

2ZnSO4 + 2H2O ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4

III. Аналитическая химия