Дополнение. Взаимодействие азотной кислоты с металлами (см. в лекции по азотной кислоте).

Азотная кислота	Щелочные, щелочноземельные металлы, Mg, Zn	Fe, Cr, Al	Другие металлы	Au, Pt
Концентрированная (>50%)	N2O	Пассивация, при нагревании - NO2	NO2	Нет реакции
Разбавленная (10 –50%)	N2	NO, металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода могут также давать N2O, N2
Очень разбавленная (<10%)	Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода - NH4NO3

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами (см. в лекции по серной кислоте)

Н₂SO₄(конц.) – окислитель за счет серы в степени окисления +6

Чем левее в ряду активности стоит металл, тем более вероятно образование H₂S.

Чем правее стоит металл, тем более вероятно образование SO₂.

Основания. 1). Определение

а) основания – сложные вещества, состоящие из металлов (иона аммония) и одной или нескольких гидроксогрупп NaOH, Fe(OH)₂

б) основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-анионы NaOH®Na⁺+OH^-

в) основания – вещества, в ходе реакций присоединяющие протоны NH₃ + H⁺®NH₄⁺

2). Классификация.

По количеству гидроксогрупп основания делят на однокислотные - NaOH, двухкислотные - Fe(OH)₂, трехкислотные - Fe(OH)₃.

По способности к диссоциации основания разделяют на сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (раствор Ag₂O дает сильно щелочную среду, TlOH – сильный электролит). Все остальные основания – слабые электролиты.

3). Физические свойства.

Все основания, кроме гидроксида аммония, твердые вещества, имеющие различную растворимость в воде. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде (кроме Ca(OH)₂), большинство оснований в воде нерастворимо.

4). Способы получения.

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов получают при взаимодействии соответствующего металла или оксида с водой:

Ca + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂­

CaO + H₂O ® Ca(OH)₂

В промышленности щелочи получают электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H₂O ® H₂­+ 2NaOH + Cl₂­

Нерастворимые основания получают из солей:

ZnCl₂ + 2NaOH(недостаток) ®Zn(OH)₂¯ + 2NaCl

5). Химические свойства.

Растворимые основания	нерастворимые основания
Взаимодействие с кислотами
KOH + HCl ®KCl + H2O	Fe(OH)3 + 3HCl ®FeCl3 + 3H2O
Отношение к нагреванию
Не разлагаются NaOH, KOH, CsOH, RbOH Остальные разлагаются на соответствующий оксид и воду Ba(OH)2®BaO + H2O	2Fe(OH)3®Fe2O3 +3H2O     ПРИМЕЧАНИЕ:два основания (HgOH)2 и AgOH - термически неустойчивые вещества: они разлагаются в момент образования: Hg(OH)2 ® HgO↓ + H2O (выпадает осадок оранжевого цвета) 2AgOH ® Ag2O↓ + H2O (выпадает темно-коричневый, почти черный осадок)
Взаимодействие с кислотными оксидами
2KOH + N2O5®2KNO3 + H2O KOH + CO2 ® KHCO3 (в избытке CO2) 2KOH + CO2 ®K2CO3 + H2O (в избытке щелочи)	не характерно
Взаимодействие с солями.
Щелочи реагируют с растворамисолей, если в ходе реакции выпадает осадок: Na2SO4 + Ba(OH)2 ®2NaOH +BaSO4¯ MgSO4 + 2KOH®Mg(OH)2¯+K2SO4	Взаимодействие с растворами солей не характерно
Взаимодействие с амфотерными оксидами.
Возможны процессы, проходящие при нагревании и в растворе: а) 2NaOH + Al2O3 + 3H2O®2Na[Al(OH)4] (в растворе) б) 2NaOH + Al2O3®2NaAlO2 + H2O (при нагревании)	не характерно
Взаимодействие с амфотерными гидроксидами.
Возможны процессы, проходящие при нагревании и в растворе: а) NaOH + Al(OH)3 ®2Na[Al(OH)4] (в растворе) б) NaOH + Al(OH)3 ®2NaAlO2 + 2H2O(при t0)	не характерно
Взаимодействие с металлами
2Al + 2KOH + 6H2O = K[Al(OH)4] + 3H2↑ Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2↑ Be + 2KOH + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2↑	нет взаимодействия
Взаимодействие с неметаллами.
Cl2+2NaOHконц®NaCl+NaClO+H2O(без to) 3Cl2+6NaOHконц 5NaCl+NaClO3+3H2O 3S+6NaOH→2Na2S+Na2SO3+3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O → PH3­ + 3NaH2PO2 Si+2NaOH+H2O→Na2SiO3+2H2	взаимодействие с неметаллами не характерно

Соли 1). Определение.

Соли – сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и металлов (иона аммония)

2). Классификация.

а) средние

б) кислые

в) основные

г) комплексные

д) двойные

е) смешанные

3). Физические свойства.

Все соли твердые вещества с различной растворимостью в воде. Некоторые соли имеют окраску, например, перманганат калия фиолетовый, бихроматы имеют оранжевый цвет.

4). Химические свойства средних солей.

Растворимые соли	нерастворимые соли
1). Взаимодействие с кислотами
а) более сильная кислота вытесняет из соли более слабую кислоту
Na2CO3 + 2HCl(изб) = 2NaCl + CO2­ + H2O Na2CO3 + HCl(недост) = NaCl + NaHCO3	CaCO3 + 2HCl(изб) = CaCl2 + CO2­ + H2O 2CaCO3 + 2HCl(недост) = CaCl2 + Ca(HCO3)2 Ca3(PO4)2 + 2HCl(нед) ®2CaHPO4 + CaCl2 Ca3(PO4)2 + 4HCl(нед) ®Ca(H2PO4)2 + 2CaCl2 Ca3(PO4)2 + 6HCl(изб) ®2H3PO4 + 3CaCl2
б) взаимодействие с кислотами, которые образуют данную соль
Na2S + H2S →2NaHS Ca3(PO4)2 + H3PO4 = Ca(H2PO4)2
2). Взаимодействие с основаниями (со щелочами)
См. лекцию «Основания»	нет реакций
3). Взаимодействие с металлами
а) более активные металл вытесняет из соли менее активные металл (по электрохимическому ряду напряжений) Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu б) для щелочных и щелочноземельных металлов такие процессы не характерны, т.к. эти металлы в условиях опыта реагируют с водой; в) если в ходе реакции на поверхности металла образуется нерастворимая соль, то протекание такой реакции затруднено; свинец не вытесняет другие металлы из хлоридов и сульфатов	Для нерастворимых солей подобные взаимодействия не характерны.
4). Взаимодействие с оксидами (см. в лекции «Оксиды»)
Дополнение: CaCO3 + CO2 + H2O→Ca(HCO3)2 Na2SO3 + SO2 + H2O →2NaHSO3
5). Взаимодействие друг с другом
Рекции протекают при выпадении осадка, выделении газа	Для нерастворимых солей подобные взаимодействия не характерны.
6). Взаимодействие с водой
а) образование кристаллогидратов CuSO4 + 5H2O ® CuSO4·5H2O CaSO4 + 2H2O® CaSO4·2H2O б) гидролиз (см. лекцию «Электролитическая диссоциация»)
6). Отношение к нагреванию
а) не разлагаются при умеренном нагревании карбонаты, сульфаты, сульфиды, фосфаты, силикаты натрия, калия, рубидия, цезия б) хлориды бромиды, фториды, иодиды не разлагаются в) нитраты разлагаются все (см. лекцию «Продукты ОВР») г) кислородосодержащие соли галогенов разлагаются: 4KClO3→3KClO4 + KCl (без катализатора) 2KClO3→2KCl + 3O2↑ (в присутствии катализатора MnO2) д) растворимые сульфиты разлагаются подобно KClO3: 4Na2SO3→3Na2SO4 + Na2S	а) CaCO3→CaO + CO2 б) как правило,не разлагаются, кроме солей серебра: AgCl→Ag + Cl2 (на свету) д) CaSO3→CaO + SO2

Способы получения средних солей:

I. Реакции соединения

а) металл + неметалл = соль

2Na + Cl₂ 2NaCl

2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃

б) основный оксид + кислотный оксид = соль

CaO + CO₂ CaCO₃

3CaO + P₂O₅ Ca₃(PO₄)₂

в) амфотерный оксид (как основный) + кислотный оксид = соль

Al₂O₃ + SO₃ Al₂(SO₄)₃

г) амфотерный оксид (как кислотный) + основный оксид = соль

Al₂O₃ + K₂O 2KAlO₂

II. Реакции обмена:

а) кислота + основание = соль + вода

Кислые соли

– соли, в которых атомы водорода не полностью замещены на атомы металлов, например, NaHCO₃, Ca(H₂PO₄)₂, KHS и т.д.

Способы получения и свойства.

I Получение

1) взаимодействие средней соли и кислоты

K₂SO₄ + H₂SO₄ →2KHSO₄

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ → 2NaHCO₃

CaSO₃ + H₂O + SO₂ → Ca(HSO₃)₂

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ →3Ca(H₂PO₄)₂

2) взаимодействие щелочи и кислоты

NaOH + H₃PO₄ →NaH₂PO₄ + H₂O

LiOH + H₂S →LiHS + H₂O

3) взаимодействие щелочи и кислотного оксида

KOH + CO₂ →KHCO₃

Ca(OH)₂ + 2SO₂→Ca(HSO₃)₂

4) кислоты и основного оксида

K₂O + 2H₃PO₄ →2KH₂PO₄

5) менее кислой соли и кислоты

CaHPO₄ + H₃PO₄→Ca(H₂PO₄)₂

II Химические свойства:

1) взаимодействие со щелочами

KHCO₃ + KOH→K₂CO₃ + H₂O

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂→2CaCO₃ + 2H₂O

Если природа металла в соли и щелочи разная, характер продуктов зависит от их растворимости и количественного соотношения реагентов:

2KHCO₃ + 2NaOH→K₂CO₃ + Na₂CO₃ + 2H₂O (только такие продукты)

NaHCO₃ + Ba(OH)₂→BaCO₃↓ + NaOH + H₂O (в избытке щелочи)

2NaHCO₃ + Ba(OH)₂→BaCO₃↓+ Na₂CO₃ + 2H₂O (в недостатке щелочи)

2) взаимодействие с кислотами

KHCO₃ + HCl →KCl + CO₂↑+ H₂O

3) отношение к нагреванию

2NaHCO₃→Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

Ca(HCO₃)₂→CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O (кипячение)

Ca(HCO₃)₂→CaO + 2CO₂↑ + H₂O (сильное нагревание)

III кислые соли подвергаются гидролизу:

NaHCO₃ + H₂O↔NaOH + H₂CO₃

KHS + H₂O ↔KOH + H₂S

Na₂HPO₄ + H₂O ↔NaH₂PO₄ + NaOH

* В растворах кислых солей возможно протекание нескольких процессов: диссоциации кислотного остатка и его гидролиз. Преобладание одного из процессов обусловливает реакцию среды: если константа диссоциации кислоты больше, чем константа гидролиза, то среда кислая, если наоборот, то щелочная. Информация для запоминания: в растворах кислых солей реакция среды щелочная, исключение составляют растворы дигидрофосфатов и гидросульфатов, в этих растворах среда кислая.

Дополнение к теме «ОКСИДЫ»:

Особенные свойства некоторых оксидов.

1) смешанный оксид, оксид железа (II,III) Fe₃O₄ = FeO∙Fe₂O₃

Получение:

3Fe + 4O₂ Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃ )

3Fe + 4H₂O Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃ ) + H₂

Химические свойства

Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃ ) + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃ ) + 4H₂SO_4(разб) = FeSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + 4H₂O

Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃ ) + 10HNO_3(конц.) = 3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O

2Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃ ) + 10H₂SO_4(конц.) = 3Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 10H₂O

Fe₃O₄ (FeO∙Fe₂O₃ ) + O₂ Fe₂O₃

2). Оксид серы (IV), сернистый газ.

Получение:

В лаборатории

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + H₂O

В промышленности

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂ (обжиг пирита)

Проявляет окислительные и восстановительные свойства (в большей мере характерны восстановительные)

а) SO₂ - окислитель

SO₂ + 2H₂S= 3S + 2H₂O

б) SO₂ - восстановитель

2SO₂ + O₂ ↔2SO₃ (катализатор V₂O₅)

SO₂ + Br₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HBr

SO₂ + NO₂ = SO₃ + NO (раньше эта реакция использовалась при нитрозном способе получения серной кислоты: на стадии окисления SO₂ в SO₃ вместо V₂O₅ применяли NO.

2SO₂ + O₂ 2SO₃ (**)

на первой стадии NO окисляется кислородом до NO₂, затем NO₂ окисляет SO₂.

2NO + O₂ →2NO₂

2SO₂ + 2NO₂ = 2SO₃ + 2NO

Складываем оба уравнения и получаем уравнение (**)

3). Оксид фосфора (V) P₂O₅

Сильное водоотнимающее средство:

P₂O₅ + 2HClO₄ = Cl₂O₇ + 2HPO₃

4). SiO₂ – единственный кислотный оксид, который взаимодействует с плавиковой кислотой:

4HF + SiO₂ = SiF₄↑ + 2H₂O

SiO₂ + 2Mg 2MgO + Si (в избытке магния протекает такая реакция: SiO₂ + 4Mg 2MgO + Mg₂Si)

4). Оксиды металлов взаимодействуют с металлами. Правило: более активный металл вытесняет из оксида менее активные металл (металл, стоящий левее а ряду активности, вытесняет металл, стоящий правее него)

CuO + Mg MgO + Cu

MgO + Cu – реакция не идет.

5). Оксид углерода (II) – угарный газ, сильный восстановитель

2СО + О₂ = 2СО₂

Fe₂O₃ + 3CO 2Fe + 3CO₂

CO + Cl₂ COCl₂ (фосген)

6). Оксид углерода (IV) – углекислый газ.

В атмосфере горит магний

CO₂ + 2Mg = 2MgO + C

7). Оксиды азота NO, NO₂

N₂ + O₂ 2NO. Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха: 2NO + O₂ 2NO₂

Оксид азота (IV) является кислотным оксидом, он соответствует двум кислотам – азотной и азотистой:

2NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃

2NO₂ + 2KOH = KNO₂ + KNO₃+ H₂O

8). Оксид хрома (VI) – кислотный оксид, сильный окислитель

CrO_3(нед) + H₂O H₂CrO₄ хромовая кислота

2CrO_3(изб.) + H₂O H₂Cr₂O₇ двухромовая кислота

6HCl + CrO₃ 3Cl₂ + CrCl₃ + 3H₂O

Дополнение к теме «Щелочи»:

а) взаимодействие щелочей с неметаллами.

При взаимодействии неметаллов с концентрированными растворами щелочей атомы неметаллов подвергаются диспропорционированию: одновременному понижению и повышению степени окисления.

Хлор, бром и йод одинаково реагируют с концентрированными растворами щелочей:

Cl₂+2NaOH_конц®NaCl+NaClO+H₂O(без t^o)

Cl⁰₂+2е = 2Cl^–

Cl⁰₂–2e = 2Cl⁺

3Cl₂+6NaOH_конц 5NaCl+NaClO₃+3H₂O

Cl⁰₂+2е = 2Cl^–

Cl⁰₂–10e = 2Cl⁺⁵

Сера при длительном кипячении растворяется в концентрированных растворах щелочей:

3S+6NaOH→2Na₂S+Na₂SO₃+3H₂O

S⁰ + 2e = S^–2

S⁰ – 4e = S⁺⁴

Фосфор также растворяется в щелочах:

4P + 3NaOH + 3H₂O → PH₃­ + 3NaH₂PO₂

P⁰ +3e = P^–3

P⁰ – 1e = P⁺⁵

При взаимодействии кремния со щелочью не происходит реакции диспропорционирования (из–за меньшей электроотрицательности кремния по сравнению с водородом):

Si+2NaOH+H₂O→Na₂SiO₃+2H₂

Si – 4e = Si⁺⁴

2H⁺ + 2e = H₂

б) взаимодействие щелочей с металлами.

2Al + 2KOH + 6H₂O = K[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Zn + 2KOH + 2H₂O = K₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

Be + 2KOH + 2H₂O = K₂[Be(OH)₄] + H₂↑

Только эти металлы растворяются в щелочах. Fe и Cr не взаимодействуют со щелочами.

Названия некоторых кислот и их солей.

Кислота	Название кислоты	Название соли
H3AsO4	Мышьяковая	Ортоарсенат
НВr	Бромоводородная	Бромид
НВrО	Бромноватистая	Гипобромит
НВrO3	Бромноватая	Бромат
HCOOH	Муравьиная	Формиат
СН3СООН	Уксусная	Ацетат
HCN	Циановодородная	Цианид
Н2СО3	Угольная	Карбонат
НС1	Хлороводородная	Хлорид
HClO	Хлорноватистая	Гипохлорит
НСlO2	Хлористая	Хлорит
НСlO3	Хлорноватая	Хлорат
НСlO4	Хлорная	Перхлорат
Н2СrO4	Хромовая	Хромат
Н2Сr2O7	Двухромовая	Дихромат
HF	Фтороводородная	Фторид
HI	Йодоводородная	Иодид
HIO4	Йодная	Иодат
НМnO4	Марганцовая	Перманганат
HNO2	Азотистая	Нитрит
HNO3	Азотная	Нитрат
H3PO4	Ортофосфорная	Ортофосфат
НРO3	Метафосфорная	Метафосфат
H2S	Сероводородная	Сульфид
H2SO3	Сернистая	Сульфит
H2SO4	Серная	Сульфат
H2SiO3	Метакремниевая	Метасиликат