Конспект урока: Основы неорганической химии

Химические свойства простых веществ

Для начала поговорим о металлах. Для них определяющей характеристикой является их активность. Для определения относительной активности металла пользуются электрохимическим рядом напряжений металлов:

Для металлов характерны следующие химические свойства.

1. Взаимодействие с неметаллами с образованием солей бескислородных кислот:
 

$\mathrm{Zn} + \mathrm{S} = \mathrm{ZnS}$.

2. Взаимодействие с водой с образованием щелочей (для металлов IA-группы и щелочноземельных металлов):
 

$2\mathrm{K} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = 2\mathrm{KOH} + {\mathrm{H}}_2\uparrow$.

Металлы средней активности взаимодействуют с перегретым водяным паром с образованием оксида металла и водорода:
 

$3\mathrm{Fe} + 4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = {\mathrm{Fe}}_3{\mathrm{O}}_4 + 4{\mathrm{H}}_2$.

3. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и водорода (для металлов, стоящих в ряду активности до водорода):

$\mathrm{Zn} + 2\mathrm{HCl} = {\mathrm{ZnCl}}_2 + {\mathrm{H}}_2\uparrow$.

4. Взаимодействие с растворами солей менее активных металлов:
 

$\mathrm{Zn} + {\mathrm{CuSO}}_4 = {\mathrm{ZnSO}}_{4 }+ \mathrm{Cu}$.

Для некоторых групп металлов характерны особенные свойства:

• амфотерные металлы могут взаимодействовать с щелочами:

$2\mathrm{Al} + 2\mathrm{KOH} + 6{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = 2\mathrm{K}\left[\mathrm{Al}{\left(\mathrm{OH}\right)}_4\right] + 3{\mathrm{H}}_2\uparrow$;

• активные металлы могут вытеснять менее активные из состава оксидов:

$2\mathrm{Al} + {\mathrm{Fe}}_2{\mathrm{O}}_3 = {\mathrm{Al}}_2{\mathrm{O}}_3 + 2\mathrm{Fe}$;

• с концентрированной серной и азотной кислотой металлы взаимодействуют, восстанавливая азот и серу кислотных остатков, а не водород.

Химические свойства неметаллов

1. Взаимодействие с металлами:

$2\mathrm{Al} + 3{\mathrm{Cl}}_2 = 2{\mathrm{AlCl}}_3$.

2. Взаимодействие с другими неметаллами:
 

$2\mathrm{P} + 5{\mathrm{Cl}}_2 = 2{\mathrm{PCl}}_5$,

$\mathrm{S} + {\mathrm{O}}_2 \leftrightarrow {\mathrm{SO}}_2$,

${\mathrm{Cl}}_2 + {\mathrm{H}}_{2 }\leftrightarrow 2\mathrm{HCl}$.

Специфические свойства неметаллов:

• более активный галоген вытесняет менее активный из раствора его соли:

${\mathrm{Br}}_2 + 2\mathrm{NaI} = 2\mathrm{NaBr} + {\mathrm{I}}_2$;

• галогены, сера и фосфор взаимодействуют с растворами щелочей:

${\mathrm{Br}}_2 + 2\mathrm{NaOH} = \mathrm{NaBr} + \mathrm{NaBrO} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$;

• кислород окисляет сложные вещества, которые содержат атомы не в высшей степени окисления:

$2{\mathrm{SO}}_2 + {\mathrm{O}}_2 = 2{\mathrm{SO}}_3$.

Химические свойства сложных веществ

Первая группа сложных веществ — оксиды. Различают четыре группы оксидов:

• основные оксиды — солеобразующие оксиды металлов. Как правило, такие оксиды образуют металлы в степенях окисления +1 и +2, например, $\mathrm{BaO}, \mathrm{CuO}, {\mathrm{K}}_2\mathrm{O}$ и пр.;
• кислотные оксиды — солеобразующие оксиды неметаллов или металлов в высоких степенях окисления (от +5 до +7), например, ${\mathrm{SO}}_3, {\mathrm{NO}}_2, {\mathrm{CrO}}_3$. Каждому кислотному оксиду соответствует кислородсодержащая кислота;
• амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, способные проявлять, и основные, и кислотные свойства в зависимости от условий. Обычно степень окисления металлов в таких оксидах +2, +3, +4, например, ${\mathrm{Fe}}_2{\mathrm{O}}_3, \mathrm{ZnO}, \mathrm{BeO}$;
• несолеобразующие оксиды — оксиды неметаллов, которые не взаимодействуют с щелочами и кислотами и не образуют соли, например, ${\mathrm{N}}_2\mathrm{O}, \mathrm{NO}, \mathrm{CO}$.

Химические свойства оксидов представим в виде таблицы.

Теперь поговорим о химических свойствах оснований (щелочей).

1. Взаимодействие с некоторыми металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды, с образованием комплексного соединения:
 

$\mathrm{Zn} + 2\mathrm{KOH} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = {\mathrm{K}}_2\left[\mathrm{Zn}{\left(\mathrm{OH}\right)}_4\right] + {\mathrm{H}}_2\uparrow$.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
 

$2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{CO}}_2 = {\mathrm{Na}}_2{\mathrm{CO}}_3 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием комплексного соединения.

$\mathrm{BeO} + 2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = {\mathrm{Na}}_2\left[\mathrm{Be}{\left(\mathrm{OH}\right)}_4\right]$.

4. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
 

$\mathrm{Ca}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 + 2\mathrm{HCl} = {\mathrm{CaCl}}_2 + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

5. Взаимодействие с растворами солей с образованием нерастворимого в воде основания (амфотерного гидроксида) или ${\mathrm{NH}}_3$ и новой соли:

${\mathrm{CuSO}}_4 + 2\mathrm{KOH} = \mathrm{Cu}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2\downarrow + {\mathrm{K}}_2{\mathrm{SO}}_4$.

Нерастворимые в воде основания характеризуются следующими свойствами:

• взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

$\mathrm{Mg}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 + 2{\mathrm{HNO}}_3 = \mathrm{Mg}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2 + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$;

• термическое разложение:

$\mathrm{Zn}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 = \mathrm{ZnO} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Для амфотерных гидроксидов характерны следующие свойства:

• взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

$\mathrm{Fe}{\left(\mathrm{OH}\right)}_3 + 3\mathrm{HCl} = {\mathrm{FeCl}}_3 + 3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$;

• взаимодействие с щелочами с образованием комплексного соединения:

$\mathrm{Al}{\left(\mathrm{OH}\right)}_3 + \mathrm{NaOH} = 2\mathrm{Na}\left[\mathrm{Al}{\left(\mathrm{OH}\right)}_4\right]$;

• термическое разложение:

$\mathrm{Fe}{\left(\mathrm{OH}\right)}_3 = {\mathrm{Fe}}_2{\mathrm{O}}_3 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Перейдём к кислотам. Многие уравнения реакций уже были приведены ранее, поэтому просто перечислим основные свойства.

Для кислот характерны следующие химические свойства:

1. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода;
2. Взаимодействие с оснóвными оксидами и амфотерными оксидами с образованием соли и воды;
3. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды;
4. Взаимодействие с солями (реакции ионного обмена).

Специфические свойства кислот:

• взаимодействие сильных кислот-окислителей (азотной и концентрированной серной) c металлами:

$\mathrm{Cu} + 2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4 (\mathrm{конц}.) = {\mathrm{CuSO}}_4 + {\mathrm{SO}}_2\uparrow + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$;

• кислоты-окислители взаимодействуют с некоторыми неметаллами:

$3\mathrm{C} + 4{\mathrm{HNO}}_3 (\mathrm{конц}.) = 3{\mathrm{CO}}_2\uparrow + 4\mathrm{NO}\uparrow + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$;

• некоторые неустойчивые кислоты разлагаются при нагревании:

${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SiO}}_3 = {\mathrm{SiO}}_2 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Соли характеризуются следующими свойствами:

1. Взаимодействие с более активными металлами.

Соль должна быть растворима в воде, а металл в составе соли не должен быть щелочным или щелочноземельным:
 

$\mathrm{Cu} + {\mathrm{HgCl}}_2 = {\mathrm{CuCl}}_2 + \mathrm{Hg}$.

2. Взаимодействие с щелочами с образованием нерастворимого гидроксида:
 

${\mathrm{CuCl}}_2 + 2\mathrm{NaOH} = \mathrm{Cu}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2\downarrow + 2\mathrm{NaCl}$.

3. Взаимодействие с кислотами:
 

${\mathrm{K}}_2{\mathrm{SO}}_3 + 2\mathrm{HCl} = 2\mathrm{KCl} + {\mathrm{SO}}_2\uparrow + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

4. Взаимодействие с солями:

${\mathrm{BaCl}}_2 + {\mathrm{Na}}_2{\mathrm{SO}}_4 = {\mathrm{BaSO}}_4\downarrow + 2\mathrm{NaCl}$.

5. Разложение при нагревании:

${\mathrm{MgCO}}_3 = \mathrm{MgO} + {\mathrm{CO}}_2\uparrow$.