Г. Логинова - Сборник основных формул школьного курса химии
1) с водородом: S + Н2 = H2S (200 °C)
2) с металлами: 3S + 2Аl = Al2S3 (200 °C)
3) с некоторыми неметаллами:
2S + С = CS2 (700 °C)
Сера – восстановитель:
1) с кислородом: S + O2= SO2
2) с галогенами: S + 3F2= SF6
S + Cl2= SCl2 (до 20 °C)
*Получение и химические свойства оксида серы(IV) и его гидрата
Получение в промышленности:
1) S + O2 = SO2 (сгорание на воздухе)
2) обжиг сульфидных руд:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
2PbS + 3O2 = 2РЬО + 2SO2
Получение в лаборатории обменной реакцией:
Na2SO3(т) + 2H2S04(конц.) = 2NaHSO4 + SO2↑ + Н2O
Отношение к воде:
SO2 + Н2O = SO2 • Н2O
(гидрат диоксида серы – сернистая кислота)
SO2 • Н2О + Н2О ↔ HSO3¯ + Н3О+
слабая кислота
Получение серной кислоты
окисление 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 (400 °C; кат. Pt, V2O5, Fe2O3)
SO3 + H2O = H2SO4 + Q
Химические свойства серной кислоты
В разбавленном водном растворе сильная двухосновная кислота:
H2SO4 + 2Н2O = SO42- + 2Н3O+
Обменные реакции:
1) с оксидами металлов → соль + вода:
H2SO4 + CuO = CuSO4 + Н2O
2) с основаниями → средняя или кислая соль + вода:
H2SO4(разб.) + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
H2SO4(конц.) + NaOH = NaHSO4 + H2O
3) с солями → соль + кислота, осадок или газ:
H2SO4 + ВаСl2 = BaSO4↓ + 2HCl
H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2↑+ H2O
4) с водой → гидраты:
H2SO4(конц.) + nH2O = H2SO4 • nH2O + Q
Окислительно-восстановительные реакции:
1) разб. с металлами → соль + Н2↑:
H2SO4(разб.) + Zn = ZnS04 + H2T
2) конц. с металлами → соль + SO2↑ или H2S↑:
2H2SO4(конц.) + Сu = CuSO4 + SO2↑ + 2Н2O
5H2SO4(конц.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O (примесь S)
3) конц. с органическими веществами → обугливание
Важнейшие элементы-неметаллы VIIA-группы (галогены)
*Электронные формулы атомов: фтор F [He] 2s22p5 ; хлор CI [Ne] 3s23p53d0 ; бром Br [Ar,3d10] 4s24p5 ; иод I [Kr,4d10] 5s25p5
Простые вещества
F2 – светло-зеленый газ.
Сl2 – желто-зеленый газ.
Вr2 – красно-бурая жидкость.
I2 – черные кристаллы.
Хорошо растворимы в органических растворителях.
Окислительная способность убывает в ряду: F2 → С12 → Вr2 → I2.
Восстановительная активность растет в ряду: Сl¯ → Вr¯ → I¯ .
*Примеры соединений галогенов в различных степенях окисления
HF-I, KF-I, HCl-I, Са(Сl-I)2, HBr-I, NaBr-I, HI-I, КI-I
НСlIO, Са(СlIO)2, НВrIO, IIF
HClVO3, KClVO3 HBrvO3, NaBrvO3, HIvO3
HClVIIO4, KClVIIO4, HBrVIIO4, H5IVIIO6
Химические свойства галогенов
Взаимодействие с водой:
1) 2F2 + Н2O = 2HF + OF2
2) Сl2 + Н2O ↔ НСlO + НСl хлорная вода
3) Вr2 + Н2O ↔ HBrO + HBr бромная вода
4) I2 + Н2O ≠
Галогены – сильные окислители:
1) с металлами → ионные галогениды:
F2 + 2Na = 2NaF; Br2 + Mg = MgBr2
2) с неметаллами → ковалентные соединения:
3F2 + S = SF6; 3Cl2 + 2P (красный) = 2PCl3
3) с галогенидами – более активные «вытесняют» менее активные (ниже в VIIA-группе) из их солей:
2NaCl + F2 = Cl2 + 2NaF
2KI + Br2 = I2 + 2KBr
*Получение хлора
В промышленности:
1) электролиз расплава:
2NaCl → 2Na + Cl2
2) электролиз раствора:
2NaCl + Н2O → Н2↑ + Сl2↑ + 2NaOH
В лаборатории:
1) окисление хлороводорода
4НСl(конц.) + МnO2 = Сl2↑ + МnСl2 + 2Н2O
2) окисление хлоридов при нагревании
10NaCl(т) + 2КМnO4(т) + 8H2SO4(конц.) = Сl2↑ + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O
Химические свойства хлора
Хлор реагирует:
1) с водородом: Сl2 + Н2 = 2НСl (получение НСl в промышленности)
2) с металлами: Сl2 + 2Na = 2NaCl
3) со щелочью в водном растворе:
Сl2 + 2NаОН(хол.) = NaClO(гипохлорит) + NaCl + Н2O
ЗСl2 + 6NaOH(гор.) = NaClOg(хлорат) + 5NaCl + Н2O
4) с бромидами или иодидами:
Сl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl
Сl2 + 2KI = I2 + 2KCl
*Химические свойства иода
Иод реагирует:
1) с водородом: I2 + Н2 ↔ 2HI
2) с металлами: I2 + 2К = 2KI
3) со щелочью в водном растворе:
3I2 + 6КОH(гор.) = КIO3(иодат) + 5KI + Н2O
4) с иодидом калия в водном растворе:
I2 + KI(p) = K[I(I2)] йодная вода
дииодоиодат(I) калия
Получение хлороводорода в лаборатории
2NaCl(т) + H2SO4(конц.) = 2НСl↑ + Na2SO4
Химические свойства хлороводорода
Хлороводород реагирует:
1) с водой:
НС1 + Н2O = Сl¯ + Н3O+ сильная кислота в водном растворе
2) с металлами:
НСl + Zn = ZnCl2 + Н2↑
3) с оксидами металлов:
2НСl + СаО = СаСl2 + Н2O
4) с основаниями:
2НСl + Mg(OH)2 = MgCl2 + 2Н2O
5) с солями, если продукт выпадает в осадок или выделяется газ:
2НСl + FeS = FeCl2 + 2H2S↑
2НСl + Pb(NO3)2= PbCl2↓ + 2HNO3
6) с нитратом серебра → хлорид серебра:
НСl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
7) с окислителями → хлор:
4НСl (конц.) + Са(ClO)2 = 2Сl2↑ + СаСl2 + 2Н2O
Железо
Железо Fe – d-элемент VIIIБ-группы, важнейший для человека металл.
*Электронная формула: [Ar] 3d64s2 .
Минералы железа
Гематит Fe2O3, лимонит Fe2O3 • nH2O, пирит FeS2, магнетит (FeII,Fe2III)O4.
Сплавы железа
Чугун (2,0–4,5 % С); сталь (< 2 % С); легированные стали (< 2 % С + др. металлы).
Химические свойства железа
Железо окисляется:
слабыми окислителями до Fe(+II):
1) Fe + S = FeS;
2) Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
3) Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2
сильными окислителями до Fe(+III):
1) 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
2) 2Fe + 3Br2 = 2FeBr3
3) Fe + 4HNO3(разб.) = Fe(NO3)3 + NO↑+ 2H2O
*Железо подвергается коррозии:
4Fe + 6H2O (влага) + 3O2 (воздух) = 4Fe(OH)3 коричневая «ржавчина»
*Оксиды и гидроксиды железа
Основные: FeO, Fe(OH)2
Амфотерные: Fe2IIIO3, FeIIIO(OH), FeIII(OH)3
Двойной оксид – «железная окалина»: (FeIIFe2III)O4
Окисление кислородом воздуха гидро-ксида железа(II):
4Fe(OH)2 + O2 + 2Н2O = 4Fe(OH)3
Органическая химия
Общая характеристика органических соединений
Теория строения органических веществ А.М. Бутлерова:
• все атомы, образующие молекулы органических веществ, связаны друг с другом в определенной последовательности;
• свойства веществ зависят не только от того, атомы каких элементов и в каком количестве входят в состав органического вещества, но и от последовательности соединения атомов в молекулах;
• по свойствам органического соединения можно определить строение молекулы, а по строению – предвидеть свойства;
• атомы и группы атомов в молекулах органических веществ влияют друг на друга.
«Полуторные связи» содержатся в ароматических соединениях. Характер атома углерода
Функциональные группы – группы атомов, обусловливающие характерные химические свойства органических веществ.
Некоторые функциональные группыУглеводороды: R-Н, где R – обозначение углеводородного заместителя (радикала).
*Галогенпроизводные углеводородов:
R-Hal, где Hal – F (фтор), Сl (хлор), Br (бром), I (иод).
Спирты: R-ОН, где —ОН гидроксильная группа.
*Простые эфиры: R-О-R, где —О– кислород (эфирный).
Альдегиды и *кетоны:
Карбоновые кислоты:
*Нитросоединения:
Амины:
R-NH2, где – NH2 аминогруппаИзомерия
Среди структурных изомеров можно выделить соединения, различающиеся
• по строению углеродного скелета: С4Н10
• по положению кратной связи: С4Н8
• по положению заместителей в углеродной цепи: С3Н8O
• по взаимному расположению функциональных групп: C3H7NO2
• по принадлежности к разным классам органических соединений: С2Н60
СН3-СН2-ОН этанол
СН3-О-СН3 диметиловый эфир
*Геометрические изомеры:
Углеводороды
Алканы (парафины) СnН2n+2 – ациклические, насыщенные; содержат простые (одинарные) связи; * sр3 -гибридизация атомных орбиталей углерода.
Например, этан С Н3-СН3.
Алкены (олефины) СnН2n – ациклические, ненасыщенные; содержат двойную связь С=С; * sр2 -гибридизация атомных орбиталей углерода.
Например, этен (этилен) СН2=СН2.
Алкадиены СnН2n_2 – ациклические, ненасыщенные; содержат две двойные связи С=С; * sр2 -гибридизация атомных орбита-лей углерода.
Например, бутадиен С Н2= С Н-СН=СН2.
Алкины (ацетилены) СnН2n_2 – ациклические, ненасыщенные; содержат тройную связь С≡С; * sр -гибридизация атомных орбиталей углерода.
Например, этин (ацетилен) С Н≡СН.
Циклоалканы (нафтены) СnН2n – циклические, насыщенные; содержат одинарные связи; * sр3 -гибридизация атомных орбиталей углерода.
Например, циклобутан
Арены (ароматические углеводороды) СnН2n_6 – циклические, ненасыщенные; содержат обобществленные π-электроны; *sp2- гибридизация атомных орбиталей углерода.
Например, бензол
Химические свойства предельных углеводородов
Реакции:
1) замещения: RH + Cl2 → RCl + НСl
