Г. Логинова - Сборник основных формул школьного курса химии
Окислители: FeCl3, H2SO4, HNO3, K2Cr2O7, KClO3, KMnO4, O2, F2.
Окислители и восстановители: S и другие неметаллы, SO2, KNO2, НСl, Н2O2.
Восстановители: Аl, Са и другие металлы, H2S и сульфиды, K2SO3, KI, NH3.
Метод электронного баланса1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления, и записывают их отдельно:
Мn O2 + K N O3 + КОН → К2 Мn O4 + K N O2+…
2. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда:
MnIV – 2е¯ = MnVI
NV + 2e¯ = NIII
3. Находят наименьшее общее кратное числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакции так, чтобы суммарное число принятых и отданных электронов стало равным нулю:
4. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции:
МnO2 + KNO3 + КОН → К2МnO4 + KNO2 +…
5. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами:
МnO2 + KNO3 + 2KOH = K2MnO4 + KNO2 + Н2O
*Метод электронно-ионного баланса1. Записывают молекулярное уравнение реакции:
КМnO4 + H2S(г) + H2S04(разб.) →
2. Записывают ионы окислителя, восстановителя и среды (для слабых электролитов, твердых веществ и газов – молекулы):
МnO4¯ + H2S + Н+ →
3. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, учитывая формы частиц, в виде которых участники реакции находятся в растворе, и соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда:
МnO4¯ + 8H+ + 5е¯ = Мn2+ + 4Н2O
H2S – 2е¯ = S + 2Н+
4. Подбирают дополнительные множители:
5. Составляют ионное уравнение реакции:
2MnO4¯ + 6H+ + 5H2S = 2Мn2+ + 5S + 8Н2O
6. Переносят полученные коэффициенты в молекулярное уравнение и подбирают коэффициенты для веществ, отсутствующих в ионном уравнении:
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O
При составлении уравнений полуреакций следует использовать молекулы воды и катионы водорода (в кислотной среде):
[НI] = Н+; [O-II] + 2Н+ = Н2O
или гидроксид-ионы (в щелочной среде):
[НI] + ОН¯ = Н2O; [O-II] + Н2O = 2OН¯.Классы неорганических веществ
Характер гидроксидов и соответствующих оксидов
Оснóвные
Гидроксиды: КОН; Ва(ОН)2
Оксиды: К2O; ВаО
Амфотерные
Гидроксиды: Zn(OH)2; Al(OH)3
Оксиды: ZnO: Al2O3
Кислотные
Гидроксиды (кислородсодержащие кислоты): H2SO4; HNO3
Оксиды: SO3; N2O5
Кислотный гидроксид (оксид) + основный гидроксид (оксид) = соль
Классификация солей
Средние: CaSO4; Na3PO4; K2CO3
Кислые: Ca(HSO4)2. NaH2PO4; Na2HPO4
Основные: Cu2CO3(OH)2; AlSO4(OH)
Двойные: KAl(SO4)2; Fe(NH4)2(SO4)2
Смешанные: Na3CO3(HCO3); Na2IO3(NO3)
Примеры бинарных соединений
Несолеобразующие оксиды: NO, CO
Бескислородные соли: КСl, NaI
Двойные оксиды: (FeIIFe2III)O4 или Fe3O4
Бескислородные кислоты: НСl, НВr
Другие соединения, не являющиеся оксидами, гидроксидами, солями: CS2, NH3
Неорганическая химия
Водород и вода
Общая характеристика водорода
Водород – самый распространенный элемент Вселенной.
Химический символ – Н
*Электронная формула – 1s1
Степень окисления – +I, -I
Простое вещество – Н2
Способы получения водорода
В промышленности:
1) разложение воды под действием постоянного тока в присутствии сильного электролита:
2Н2O (электролиз) → 2Н2↑(катод) + O2↑(анод);
2) взаимодействие углерода с водой:
Н2O + С (кокс) = СО + Н2↑ (800-1000 °С).
В лаборатории:
1) взаимодействие металлов (см. ЭХРН) с кислотами (кроме азотной и концентрированной серной кислот):
Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑
2) взаимодействие амфотерных металлов с водой в щелочной среде:
2Н2O + 2NaOH + Zn = Na2[Zn(OH)4] + Н2↑
3) взаимодействие металлов с водой:
2Н2O + 2Li = 2LiOH + Н2↑
4Н2O (пар) + 3Fe = (FeIIFe2III)O4 + 4Н2↑
4) реакция конмутации гидридов металлов с водой:
2Н2O + СаН2 = Са(ОН)2 + 2Н2↑
Химические свойства водорода
Водород – восстановитель:
1) с кислородом:
2Н2 + O2 = 2Н2O
2) с оксидами металлов:
СuО + Н2 = Сu + Н2O
3) с неметаллами:
Н2 + Сl2 = 2НСl
Н2 + S = H2S
Водород – окислитель:
с металлами:
Н2 + 2Na = 2NaH
Вода – важнейшее соединение водорода.
Химические свойства воды
Вода – окислитель:
1) с активными металлами в обычных условиях:
2Н2O + 2Na = 2NaOH + Н2↑
2) с менее активными металлами при высоких температурах:
Н2O + Zn = ZnO + Н2↑
Вода образует:
3) с оксидами активных металлов – основания:
К2O + Н2O = 2КОН
4) с оксидами неметаллов – кислоты:
Н2O + SO3 = H2SO4
Важнейшие элементы IA-IIIA-групп (металлы)
IA– группа (щелочные элементы)
* Электронные формулы атомов:
литий Li [He]2s1, натрий Na [Ne]3s1, калий К [Ar]4s1.
Получение: электролиз расплава, например:
2NаСl(ж) → 2Na (катод) + Сl2↑(анод)
IIА-группа
* Электронные формулы атомов:
магний Mg [Ne]3s2, кальций (щелочноземельный элемент) Са [Ar]4s2.
Получение: электролиз расплава, например:
МgСl2(ж) → Mg (катод) + Сl2↑(анод)
Химические свойства щелочных металлов, магния и кальция
Реакции с неметаллами:
1) с галогенами → галогенид металла:
2Li + Br2 = 2LiBr
2) с серой → сульфид металла:
2Na + S = Na2S
3) с водородом → гидрид металла:
2К + Н2 = 2КН
4) с кислородом → оксид металла (Li2O, MgO, CaO), пероксид металла (Na2O2), надпероксид металла (КO2).
Реакции со сложными веществами:
1) с кислотами-неокислителями → соль металла + водород:
Mg + H2SO4 (разб.) = MgSO4 + H2↑
2) с водой → гидроксид металла + водород:
Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2↑
Основные свойства оксидов щелочных металлов
Реагируют:
1) с водой:
Li 2O + Н2O = 2LiОН
2) с кислотными оксидами:
К2O + SO2 = K2SO3
3) с кислотами:
3Na2O + 2Н3РO4 = 2Na3PO4 + ЗН2O
Основные свойства гидроксидов щелочных металлов
В водном растворе – сильные основания (щелочи)
КОН = К+ + ОН¯
Реагируют:
2) с кислотными оксидами:
2NaOH + СO2 = Na2CO3 + Н2O
3) с кислотами:
LiOH + НВr = LiBr + Н2O (нейтрализация)
Основные свойства оксидов магния и кальция
Реагируют:
1) с водой:
СаО + Н2O = Са(ОН)2
2) с кислотными оксидами:
MgO + SO3 = MgSO4
3) с кислотами:
СаО + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O
Основные свойства гидроксидов магния и кальция
В воде – малорастворимы, Са(ОН)2 в разбавленных растворах – сильное основание:
Са(ОН)2 = Са2+ + 2OН¯
Реагируют:
1) с кислотными оксидами:
Mg(OH)2 + N2O5 = Mg(NO3)2 + H2O
2) с кислотами:
Са(ОН)2 + 2НСl = СаСl2 + 2Н2O (нейтрализация)
IIIА-группа
*Электронная формула атома алюминия:
Al [Ne]3s23p1.
Получение:
электролиз Аl2O3 в расплаве Na3[AlF6]
2Аl2O3 → 4Аl(катод) + 3O2↑(анод) (900 °C)
Химические свойства алюминия – амфотерного элемента
Реакции с неметаллами:
1) с галогенами: 2Аl + 3I2 = 2АlI3
2) с серой: 2Аl + 3S = Al2S3
3) с кислородом: 4Аl + 3O2 = 2Аl2O3
Реакции со сложными веществами:
1) с водой:
2Аl (+Hg) + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑
2) с кислотами-неокислителями:
2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2
3) *со щелочами в водном растворе:
2Аl + 6Н2O + 2NaOH = = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2↑
и расплаве:
2Аl + 2(NaOH • Н2O) = 2NaAlO2 + ЗН2↑
*Амфотерные свойства оксида алюминия
В воде практически нерастворим. Реагирует:
1) с кислотными оксидами:
Аl2O3 + 3N2O5 = 2Al(NO3)3 (40 °C)
2) с кислотами:
Аl2O3 + 6НСl (конц., гор.) = 2АlСl3 + ЗН2O
3) со щелочами в водном растворе:
Аl2O3 + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН2O = 2Na[Al(OH)4]
и расплаве (1000 °C):
Аl2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2O
*Амфотерные свойства гидроксида алюминия
В воде практически нерастворим.
Реагирует:
1) с кислотами:
2Аl(ОН)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2O
2) со щелочами в водном растворе:
Аl(ОН)3 + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4]
и расплаве (1000 °C):
Аl(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2Н2O
Важнейшие элементы-неметаллы IVA-группы
* Электронные формулы атомов:
углерод С [He] 2s22p 2, кремний Si [Ne] 3s23p 2.
Аллотропные модификации углерода
1) Алмаз – бесцветные прозрачные кристаллы, имеющие атомную кристаллическую решетку, состоящую из тетраэдров.
2) Графит – серо-черные непрозрачные кристаллы, состоящие из слоев шестиугольников.
3) Карбин – бесцветные прозрачные кристаллы, состоящие из линейных макромолекул.
4) Фуллерен – темно-красные прозрачные кристаллы, состоящие из молекул: С60 или С70 (полые сферы).
Химические свойства углерода (графита)
Реагирует при высоких температурах:
1) с водородом как окислитель:
2С + Н2 = С2Н2
2) с металлами как окислитель:
2С + Са = СаС2
3) с кислородом как восстановитель:
С + O2 = СO2 (сжигание на воздухе)
