Прежде чем начать говорить про химические свойства оксидов, нужно вспомнить о том, что все оксиды делятся на 4 типа, а именно основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие.

Для того чтобы определить тип какого-либо оксида, прежде всего нужно понять — оксид металла или неметалла перед вами, а затем воспользоваться алгоритмом (его надо выучить!), представленным в следующей таблице:

Помимо типов оксидов, указанных выше, введем также еще два подтипа основных оксидов, исходя из их химической активности, а именно активные основные оксиды и малоактивные основные оксиды.

• К активным основным оксидам отнесем оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (все элементы IA и IIA групп, кроме водорода H, бериллия Be и магния Mg). Например, Na₂O, CaO, Rb₂O, SrO и т.д.
• К малоактивным основным оксидам отнесем все основные оксиды, которые не попали в список активных основных  оксидов. Например, FeO, CuO, CrO и т.д.

Логично предположить, что активные основные оксиды часто вступают в те реакции, в которые не вступают малоактивные.

Следует отметить, что несмотря на то что фактически вода является оксидом неметалла (H₂O), обычно ее свойства рассматривают в отрыве от свойств иных оксидов. Обусловлено это ее специфически огромным распространением в окружающем нас мире, в связи с чем в большинстве случаев вода является не реагентом, а средой, в которой может осуществляться бесчисленное множество химических реакций. Однако нередко она принимает и непосредственное участие в различных превращениях, в частности, некоторые группы оксидов с ней реагируют.

Какие оксиды реагируют с водой?

Из всех оксидов с водой реагируют только:

1) все активные основные оксиды (оксиды ЩМ и ЩЗМ);

2) все кислотные оксиды, кроме диоксида кремния (SiO₂);

т.е. из вышесказанного следует, что с водой точно не реагируют:

1) все малоактивные основные оксиды;

2) все амфотерные оксиды;

3) несолеобразующие оксиды (NO, N₂O, CO, SiO).

Способность определить то, какие оксиды могут реагировать с водой даже без умения писать соответствующие уравнения реакций, уже позволяет получить баллы за некоторые вопросы тестовой части ЕГЭ.

Теперь давайте разберемся, как же все-таки те или иные оксиды реагируют с водой, т.е. научимся писать соответствующие уравнения реакций.

Активные основные оксиды, реагируя с водой, образуют соответствующие им гидроксиды. Напомним, что соответствующим оксиду металла является такой гидроксид, который содержит металл в той же степени окисления, что и оксид. Так, например, при реакции с водой активных основных оксидов K⁺¹₂O и Ba⁺²O образуются соответствующие им гидроксиды K⁺¹OH и Ba⁺²(OH)₂:

K₂O + H₂O = 2KOH – гидроксид калия

BaO + H₂O = Ba(OH)₂ – гидроксид бария

Все гидроксиды, соответствующие активным основным оксидам (оксидам ЩМ и ЩЗМ), относятся к щелочам. Щелочами называют все хорошо растворимые в воде гидроксиды металлов, а также малорастворимый гидроксид кальция Ca(OH)₂ (как исключение).

Взаимодействие кислотных оксидов с водой так же, как и реакция активных основных оксидов с водой, приводит к образованию соответствующих гидроксидов. Только в случае кислотных оксидов им соответствуют не основные, а кислотные гидроксиды, чаще называемые кислородсодержащими кислотами. Напомним, что соответствующей кислотному оксиду является такая кислородсодержащая кислота, которая содержит кислотообразующий элемент в той же степени окисления, что и в оксиде.

Таким образом, если мы, например, хотим  записать уравнение взаимодействия кислотного оксида SO₃ с водой, прежде всего мы должны вспомнить основные, изучаемые в рамках школьной программы, серосодержащие кислоты. Таковыми являются сероводородная H₂S, сернистая H₂SO₃ и серная H₂SO₄ кислоты. Cероводородная кислота H₂S, как легко заметить, не является кислородсодержащей, поэтому ее образование при взаимодействии SO₃ с водой можно сразу исключить. Из кислот H₂SO₃ и H₂SO₄ серу в степени окисления +6, как в оксиде SO₃, содержит только серная кислота H₂SO₄. Поэтому именно она и будет образовываться в реакции SO₃ с водой:

H₂O + SO₃ = H₂SO₄

Аналогично оксид N₂O₅, содержащий азот в степени окисления +5, реагируя с водой, образует азотную кислоту HNO₃, но ни в коем случае не азотистую HNO₂, поскольку  в азотной кислоте степень окисления азота, как и в N₂O₅, равна +5, а в азотистой — +3:

N⁺⁵₂O₅ + H₂O = 2HN⁺⁵O₃

Взаимодействие оксидов друг с другом

Прежде всего нужно четко усвоить тот факт, что среди солеобразующих оксидов (кислотных, основных, амфотерных) практически никогда не протекают реакции между оксидами одного класса, т.е. в подавляющем большинстве случаев невозможно взаимодействие:

1) основный оксид + основный оксид ≠

2) кислотный оксид + кислотный оксид  ≠

3) амфотерный оксид + амфотерный оксид  ≠

В то время, как практически всегда возможно взаимодействие между оксидами, относящимися к разным типам, т.е. практически всегда протекают реакции между:

1) основным оксидом и кислотным оксидом;

2) амфотерным оксидом и кислотным оксидом;

3) амфотерным оксидом и основным оксидом.

В результате всех таких взаимодействий всегда продуктом является средняя (нормальная) соль.

Рассмотрим все указанные пары взаимодействий более детально.

В результате взаимодействия:

Me_xO_y + кислотный оксид, где Me_xO_y – оксид металла (основный или амфотерный)

образуется соль, состоящая из катиона металла Me (из исходного Me_xO_y) и кислотного остатка кислоты, соответствующей кислотному оксиду.

Для примера попробуем записать уравнения взаимодействия следующих пар реагентов:

Na₂O + P₂O₅   и    Al₂O₃ + SO₃

В первой паре реагентов мы видим основный оксид (Na₂O) и кислотный оксид (P₂O₅). Во второй – амфотерный оксид (Al₂O₃) и кислотный оксид (SO₃).

Как уже было сказано, в результате взаимодействия основного/амфотерного оксида с кислотным образуется соль, состоящая из катиона металла (из исходного основного/амфотерного оксида) и кислотного остатка кислоты, соответствующей исходному кислотному оксиду.

Таким образом, при взаимодействии Na₂O и P₂O₅ должна образоваться соль, состоящая из катионов Na⁺ (из Na₂O) и кислотного остатка PO₄^3-, поскольку оксиду P⁺⁵₂O₅ соответствует кислота H₃P⁺⁵O₄. Т.е. в результате такого взаимодействия образуется фосфат натрия:

3Na₂O + P₂O₅ = 2Na₃PO₄ — фосфат натрия

В свою очередь, при взаимодействии Al₂O₃ и SO₃ должна образоваться соль, состоящая из катионов Al³⁺ (из Al₂O₃) и кислотного остатка SO₄^2-, поскольку оксиду S⁺⁶O₃ соответствует кислота H₂S⁺⁶O₄. Таким образом, в результате данной реакции получается сульфат алюминия:

Al₂O₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ — сульфат алюминия

Более специфическим является взаимодействие  между амфотерными и основными оксидами. Данные реакции осуществляют при высоких температурах, и их протекание возможно благодаря тому, что амфотерный оксид фактически берет на себя роль кислотного. В результате такого взаимодействия образуется соль специфического состава, состоящая из катиона металла, образующего исходный основный оксид и «кислотного остатка»/аниона, в состав которого входит металл из амфотерного оксида. Формулу такого «кислотного остатка»/аниона в общем виде можно записать как MeO₂^x—, где Me – металл из амфотерного оксида, а х = 2 в случае амфотерных оксидов с общей формулой вида Me⁺²O (ZnO, BeO, PbO) и x = 1 – для амфотерных оксидов с общей формулой вида Me⁺³₂O₃ (например, Al₂O₃, Cr₂O₃ и Fe₂O₃).

Попробуем записать в качестве примера уравнения взаимодействия

ZnO + Na₂O и Al₂O₃ + BaO

В первом случае ZnO является амфотерным оксидом с общей формулой Me⁺²O, а Na₂O – типичный основный оксид. Согласно сказанному выше, в результате их взаимодействия должна образоваться соль, состоящая из катиона металла, образующего основный оксид, т.е. в нашем случае Na⁺ (из Na₂O) и «кислотного остатка»/аниона c формулой ZnO₂^2-, поскольку амфотерный оксид имеет общую формулу вида Me⁺²O. Таким образом, формула получаемой соли при соблюдении условия электронейтральности одной ее структурной единицы («молекулы») будет иметь вид Na₂ZnO₂:

ZnO + Na₂O =t^o=> Na₂ZnO₂

В случае взаимодействующей пары реагентов Al₂O₃ и BaO первое вещество является амфотерным оксидом с общей формулой вида Me⁺³₂O₃, а второе — типичным основным оксидом. В этом случае образуется соль, содержащая катион металла из основного оксида, т.е. Ba²⁺ (из BaO) и «кислотного остатка»/аниона AlO₂^—. Т.е. формула получаемой соли при соблюдении условия электронейтральности одной ее структурной единицы («молекулы») будет иметь вид Ba(AlO₂)₂, а само уравнение взаимодействия запишется как:

Al₂O₃ + BaO =t^o=> Ba(AlO₂)₂

Как мы уже писали выше, практически всегда протекает реакция:

Me_xO_y + кислотный оксид,

где Me_xO_y – либо основный, либо амфотерный оксид металла.

Однако следует запомнить два «привередливых» кислотных оксида – углекислый газ (CO₂) и сернистый газ (SO₂). «Привередливость» их заключается в том, что несмотря на явные кислотные свойства, активности CO₂ и SO₂ недостаточно для их взаимодействия с малоактивными основными и амфотерными оксидами. Из оксидов металлов они реагируют только с активными основными оксидами (оксидами ЩМ и ЩЗМ). Так, например, Na₂O и BaO, являясь активными основными оксидами, могут с ними реагировать:

CO₂ + Na₂O = Na₂CO₃

SO₂ + BaO = BaSO₃

В то время, как оксиды CuO и Al₂O₃, не относящиеся к активным основным оксидам, в реакцию с CO₂ и SO₂ не вступают:

CO₂ + CuO ≠

CO₂ + Al₂O₃ ≠

SO₂ + CuO ≠

SO₂ + Al₂O₃ ≠

Взаимодействие оксидов с кислотами

С кислотами реагируют основные и амфотерные оксиды. При этом образуются соли и вода:

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

Несолеобразующие оксиды не реагируют с кислотами вообще, а кислотные оксиды не реагируют с кислотами в большинстве случаев.

Когда все-таки кислотный оксид реагирует с кислотой?

Решая часть ЕГЭ с вариантами ответа, вы должны условно считать, что кислотные оксиды не реагируют ни с кислотными оксидами, ни с кислотами, за исключением следующих случаев:

1) диоксид кремния, будучи кислотным оксидом, реагирует с плавиковой кислотой, растворяясь в ней. В частности, благодаря этой реакции в плавиковой кислоте можно растворить стекло. В случае избытка HF уравнение реакции имеет вид:

SiO₂ + 6HF = H₂[SiF₆] + 2H₂O,

а в случае недостатка HF:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

2) SO₂, будучи кислотным оксидом, легко реагирует с сероводородной кислотой H₂S по типу сопропорционирования:

S⁺⁴O₂ + 2H₂S^-2 = 3S⁰ + 2H₂O

3) Оксид фосфора (III) P₂O₃ может реагировать с кислотами-окислителями, к которым относятся концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации. При этом степень окисления фосфора повышается от значения +3 до +5:

4) Оксид серы (IV) SO₂ может быть окислен азотной кислотой, взятой в любой концентрации. При этом степень окисления серы повышается с +4 до +6.

Взаимодействие оксидов с гидроксидами металлов

С гидроксидами металлов как основными, так и амфотерными реагируют кислотные оксиды. При этом образуется соль, состоящая из катиона металла (из исходного гидроксида металла) и кислотного остатка кислоты, соответствующей кислотному оксиду.

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Кислотные оксиды, которым соответствуют многоосновные кислоты, с щелочами могут образовывать как нормальные, так и кислые соли:

CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

CO₂ + NaOH = NaHCO₃

P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄ + 3H₂O

P₂O₅ + 4KOH = 2K₂HPO₄ + H₂O

P₂O₅ + 2KOH + H₂O = 2KH₂PO₄

«Привередливые» оксиды CO₂ и SO₂, активности которых, как уже было сказано, не хватает для протекания их реакции с малоактивными основными и амфотерными оксидами, тем не менее, реагируют с большей частью соответствующих им гидроксидов металлов. Точнее, углекислый и сернистый газы взаимодействуют с нерастворимыми гидроксидами  в виде их суспензии в воде. При этом образуются только основные соли, называемые гидроксокарбонатами и гидроксосульфитами, а образование средних (нормальных) солей невозможно:

2Zn(OH)₂ + CO₂ = (ZnOH)₂CO₃ + H₂O (в растворе)

2Cu(OH)₂ + CO₂ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O (в растворе)

Однако с гидроксидами металлов в степени окисления +3, например, такими, как Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и т.д., углекислый и сернистый газ не реагируют вовсе.

Следует отметить также особую инертность диоксида кремния (SiO₂), в природе наиболее часто встречаемого в виде обычного песка. Данный оксид является кислотным, однако из гидроксидов металлов способен реагировать только с концентрированными (50-60%) растворами щелочей,  а также с чистыми (твердыми) щелочами при сплавлении. При этом образуются силикаты:

2NaOH + SiO₂ =t^o=> Na₂SiO₃ + H₂O

Амфотерные оксиды из гидроксидов металлов реагируют только со щелочами (гидроксидами щелочных и щелочноземельных металлов). При этом при проведении реакции в водных растворах образуются растворимые комплексные соли:

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] — тетрагидроксоцинкат натрия

BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Be(OH)₄] — тетрагидроксобериллат натрия

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄] — тетрагидроксоалюминат натрия

А при сплавлении этих же амфотерных оксидов со щелочами получаются соли, состоящие из катиона щелочного или щелочноземельного металла и аниона вида MeO₂^x—, где x = 2 в случае амфотерного оксида типа Me⁺²O и x = 1 для амфотерного оксида вида Me₂⁺²O₃:

ZnO + 2NaOH =t^o=> Na₂ZnO₂ + H₂O

BeO + 2NaOH =t^o=> Na₂BeO₂ + H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH =t^o=> 2NaAlO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + 2NaOH =t^o=> 2NaCrO₂ + H₂O

Fe₂O₃ + 2NaOH =t^o=> 2NaFeO₂ + H₂O

Следует отметить, что соли, получаемые сплавлением амфотерных оксидов с твердыми щелочами, могут быть легко получены из растворов соответствующих комплексных солей их упариванием и последующим прокаливанием:

Na₂[Zn(OH)₄] =t^o=> Na₂ZnO₂ + 2H₂O

Na[Al(OH)₄] =t^o=> NaAlO₂ + 2H₂O

Взаимодействие оксидов со средними солями

Чаще всего средние соли с оксидами не реагируют.

Однако следует выучить следующие исключения из данного правила, часто встречающиеся на экзамене.

Одним из таких исключений является то, что амфотерные оксиды, а также диоксид кремния (SiO₂) при их сплавлении с сульфитами и карбонатами вытесняют из последних сернистый (SO₂) и углекислый (CO₂) газы соответственно. Например:

Al₂O₃ + Na₂CO₃ =t^o=> 2NaAlO₂ + CO₂

SiO₂ + K₂SO₃ =t^o=> K₂SiO₃ + SO₂

Также к реакциям оксидов с солями можно условно отнести взаимодействие сернистого и углекислого газов с водными растворами или взвесями соответствующих солей — сульфитов и карбонатов, приводящее к образованию кислых солей:

Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O = 2NaHCO₃

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

Также сернистый газ при пропускании его через водные растворы или взвеси карбонатов вытесняет из них углекислый газ благодаря тому, что сернистая кислота является более сильной и устойчивой кислотой, чем угольная:

K₂СO₃ + SO₂ = K₂SO₃ + CO₂

ОВР с участием оксидов

Восстановление оксидов металлов и неметаллов

Аналогично тому, как металлы могут реагировать с растворами солей менее активных металлов, вытесняя последние в свободном виде, оксиды металлов при нагревании также способны реагировать с более активными металлами.

Напомним, что сравнить активность металлов можно либо используя ряд активности металлов, либо, если одного или сразу двух металлов нет в ряду активности, по их положению относительно друг друга в таблице Менделеева: чем ниже и левее металл, тем он более активен. Также полезно помнить, что любой металл из семейства ЩМ и ЩЗМ будет всегда активнее металла, не являющегося представителем ЩМ или ЩЗМ.

В частности, на взаимодействии металла с оксидом менее активного металла основан метод алюмотермии, используемый в промышленности для получения таких  трудновосстанавливаемых металлов, как хром и ванадий:

Cr₂O₃ + 2Al =t^o=> Al₂O₃ + 2Cr

При протекании процесса алюмотермии образуется колоссальное количество тепла, а температура реакционной смеси может достигать более 2000^oC.

Также оксиды практически всех металлов, находящихся в ряду активности правее алюминия, могут быть восстановлены до свободных металлов водородом (H₂), углеродом (C) и угарным газом (CO) при нагревании. Например:

Fe₂O₃ + 3CO =t^o=> 2Fe + 3CO₂

CuO + C =t^o=> Cu + CO

FeO + H₂ =t^o=> Fe + H₂O

Следует отметить, что в случае, если металл может иметь несколько степеней окисления, при недостатке используемого восстановителя возможно также неполное восстановление оксидов.  Например:

Fe₂O₃ + CO =t^o=> 2FeO + CO₂

4CuO + C  =t^o=> 2Cu₂O + CO₂

Оксиды активных металлов (щелочных, щелочноземельных, магния и алюминия) с водородом и угарным газом не реагируют.

Однако оксиды активных металлов реагируют с углеродом, но иначе, чем оксиды менее активных металлов.

В рамках программы ЕГЭ, чтобы не путаться, следует считать, что в результате реакции оксидов активных металлов (до Al включительно) с углеродом образование свободного ЩМ, ЩЗМ, Mg, а также Al невозможно. В таких случаях происходит образование карбида металла и угарного газа. Например:

2Al₂O₃ + 9C  =t^o=> Al₄C₃ + 6CO

CaO + 3C  =t^o=> CaC₂ + CO

Оксиды неметаллов нередко могут быть восстановлены металлами до свободных неметаллов. Так, например, оксиды углерода и кремния при нагревании реагируют с щелочными,  щелочноземельными металлами и магнием:

CO₂ + 2Mg =t^o=> 2MgO + C

SiO₂ + 2Mg =t^o=> Si + 2MgO

При избытке магния последнее взаимодействие может приводить также к образованию силицида магния Mg₂Si:

SiO₂ + 4Mg =t^o=> Mg₂Si + 2MgO

Оксиды азота могут быть относительно легко восстановлены даже менее активными металлами, например, цинком или медью:

Zn + 2NO =t^o=> ZnO + N₂

2NO₂ + 4Cu =t^o=> 4CuO + N₂

Взаимодействие оксидов с кислородом

Для того чтобы в заданиях реального ЕГЭ суметь ответить на вопрос, реагирует ли какой-либо оксид с кислородом (O₂), прежде всего нужно запомнить, что оксиды, способные реагировать с кислородом (из тех, что могут попасться вам на самом экзамене) могут образовать только химические элементы из списка:

Встречающиеся в реальном ЕГЭ оксиды любых других химических элементов с кислородом  реагировать не будут (!).

Для более наглядного удобного запоминания перечисленных выше списка элементов, на мой взгляд, удобна следующая иллюстрация:

В первую очередь, среди перечисленных элементов следует рассмотреть азот N, т.к. отношение его оксидов к кислороду заметно отличается от оксидов остальных элементов приведенного выше списка.

Следует четко запомнить тот факт, что всего азот способен образовать пять оксидов, а именно:

Из всех оксидов азота с кислородом может реагировать только NO. Данная реакция протекает очень легко при смешении NO как с чистым кислородом, так и с воздухом. При этом наблюдается быстрое изменение окраски газа с бесцветной (NO) на бурую (NO₂):

Для того чтобы дать ответ на вопрос — реагирует ли с кислородом какой-либо оксид любого другого из перечисленных выше химических элементов (т.е. С, Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — прежде всего обязательно нужно запомнить их основные степени окисления (СО). Вот они:

Далее нужно запомнить тот факт, что из возможных оксидов указанных выше химических элементов, с кислородом будут реагировать только те, которые содержат элемент в минимальной, среди указанных выше, степени окисления. При этом степень окисления элемента повышается до ближайшего положительного значения из возможных:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Химические свойства углерода

Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.

Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем. 1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.

С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.

Восстановительные свойства углерода

Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.

В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO₂:

При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:

При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS₂:

Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:

Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов, однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:

Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов

Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO₂:

Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля. Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:

При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда):

Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:

Окислительные свойства углерода

Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.

Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:

а также с кремнием при температуре 1200-1300 ^оС:

Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам. Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:

Химические свойства кремния

Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.

Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.

Взаимодействие кремния с простыми веществами

неметаллами

При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:

С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании. При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:

Так с хлором реакция протекает при 340-420 ^оС:

С бромом – 620-700 ^оС:

С йодом – 750-810 ^оС:

Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300^оС) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:

При температуре 1200-1500 ^оС кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:

С водородом кремний не реагирует.

металлами

Ввиду своей низкой электроотрицательности кремний может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды:

Взаимодействие кремния со сложными веществами

С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500^оС. При этом образуется водород и диоксид кремния:

Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:

Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Химические свойства азота

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N₂. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N₂ является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 ^оС и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P₄, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава P_n. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей P_n и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р₂O₅:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Химические свойства кислорода

Химический элемент кислород может существовать в виде двух аллотропных модификаций, т.е. образует два простых вещества. Оба этих вещества имеют молекулярное строение. Одно из них имеет формулу O₂ и имеет название кислород, т.е. такое же, как и название химического элемента, которым оно образовано.

Другое простое вещество, образованное кислородом, называется озон. Озон в отличие от кислорода состоит из трехатомных молекул, т.е. имеет формулу O₃.

Поскольку основной и наиболее распространенной формой кислорода является молекулярный кислород O₂, прежде всего мы рассмотрим именно его химические свойства.

Химический элемент кислород находится на втором месте по значению электроотрицательности среди всех элементов и уступает лишь фтору. В связи с этим логично предположить высокую активность кислорода и наличие у него практически только окислительных свойств. Действительно, список простых и сложных веществ, с которыми может реагировать кислород огромен. Однако, следует отметить, что поскольку в молекуле кислорода имеет место прочная двойная связь, для осуществления большинства реакций с кислородом требуется прибегать к нагреванию. Чаще всего сильный нагрев требуется в самом начале реакции (поджиг) после чего многие реакции идут далее уже самостоятельно без подвода тепла извне.

Среди простых веществ не окисляются кислородом лишь благородные металлы (Ag, Pt, Au), галогены и инертные газы.

Сера сгорает в кислороде с образованием диоксида серы:

Фосфор в зависимости от избытка или недостатка кислорода может образовать как оксида фосфора (V), так и оксид фосфора (III):

Взаимодействие кислорода с азотом протекает в крайне жестких условиях, в виду того что энергии связи в молекулах кислорода и особенно азота очень велики. Также свой вклад в сложность протекания реакции делает высокая электроотрицательность обоих элементов. Реакция начинается лишь при температуре более 2000 ^oC и является обратимой:

Не все простые вещества, реагируя с кислородом образуют оксиды. Так, например, натрий, сгорая в кислороде образует пероксид:

а калий – надпероксид:

Чаще всего, при сгорании в кислороде сложных веществ образуется смесь оксидов элементов, которыми было образовано исходное вещество. Так, например:

Однако, при сгорании в кислороде азотсодержащих органических веществ вместо оксида азота образуется молекулярный азот N2. Например:

При сгорании в кислороде хлорпроизводных вместо оксидов хлора образуется хлороводород:

Химические свойства серы

Сера как химический элемент может существовать в нескольких аллотропных модификациях. Различают ромбическую, моноклинную и пластическую серу. Моноклинная сера может быть получена при медленном охлаждении расплава ромбической серы , а пластическая напротив получается при резком охлаждении расплава серы, предварительно доведенного до кипения. Пластическая сера обладает редким для неорганических веществ свойством эластичности – она способна обратимо растягиваться под действием внешнего усилия, возвращаясь в исходную форму при прекращении этого воздействия. Наиболее устойчива в обычных условиях ромбическая сера и все иные аллотропные модификации со временем переходят в нее.

Молекулы ромбической серы состоят из восьми атомов, т.е. ее формулу можно записать как S₈. Однако, поскольку химические свойства всех модификаций достаточно схожи, чтобы не затруднять запись уравнений реакций любую серу обозначают просто символом S.

Сера может взаимодействовать и с простыми и со сложными веществами. В химических реакциях проявлет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства серы проявляются при ее взаимодействии с металлами, а также неметаллами, образованными атомами менее электроотрицательного элемента (водород, углерод, фосфор):

Как восстановитель сера выступает при взаимодействии с неметаллами, образованными более электроотрицательными элементами (кислород, галогены), а также сложными веществами с ярко выраженной окислительной функцией, например, серной и азотной концентрированной кислотами:

Также сера взаимодействует при кипячении с концентрированными водными растворами щелочей. Взаимодействие протекает по типу диспропорционирования, т.е. сера одновременно и понижает, и повышает свою степень окисления:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s¹. С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H₂).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н₂ является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H₂ даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal₂.

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns²np⁵, где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ вместо предполагаемой формулы 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s². Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu₂O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH₃)₂]Cl и [Cu(NH₃)₂]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI —   белыe, а Cu₂S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400^оС образуется сульфид меди (I):

При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400^оС образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal₂, где Hal – F, Cl или Br:

Cu + Br₂  = CuBr₂

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO₂).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO₃ приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

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

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO₃ легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO₃ азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO₂, NO, N₂O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N₂:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 ^оС может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe₂(SO₄)₃ + Cu = CuSO₄ + 2FeSO₄

Cu + 2FeCl₃ = CuCl₂  + 2FeCl₂

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H₂O + СО₂ + О₂ = (CuOН)₂СO₃

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d¹⁰4s². Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)₂ обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H₂O + O₂ + CO₂ → Zn₂(OH)₂CO₃

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H₂SO₄ (20%) → ZnSO₄ + H₂↑

Zn + 2HCl  →  ZnCl₂ + H₂↑

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900^oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H₂O = ZnO + H₂↑

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

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

3Zn + 8HNO₃(40%) = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

4Zn +10HNO₃(20%) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O

5Zn + 12HNO₃(6%) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O

4Zn + 10HNO₃(0,5%) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

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

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

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO₃ + 7NaOH + 6H₂O → 4Na₂[Zn(OH)₄] + NH₃↑

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4NH₃·H₂O → [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + H₂↑ + 2H₂O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl₂ = Cu + ZnCl₂

Zn + FeSO₄ = Fe + ZnSO₄

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶3d⁵4s¹, т.е. в случае хрома,  также как и в случае атома меди,  наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 ^oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

4Cr + 3O₂ = ^ot=> 2Cr₂O₃

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 ^oC соответственно):

2Cr + 3F₂ = ^ot=> 2CrF₃

2Cr + 3Cl₂ = ^ot=> 2CrCl₃

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 ^oC):

2Cr + 3Br₂ = ^ot=> 2CrBr₃

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 ^oС:

2Cr + N₂ =^ot=> 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S  =^ot=>  CrS

2Cr + 3S  =^ot=>  Cr₂S₃

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает  между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H₂O =^ot=>  Cr₂O₃ + 3H₂↑

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO_3(конц.) =t^o=> Cr(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

2Cr + 6H₂SO_4(конц)  =t^o=> Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N₂:

10Cr + 36HNO_3(разб) = 10Cr(NO₃)₃ + 3N₂↑ + 18H₂O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H₂ из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂↑

Cr + H₂SO_4(разб.) = CrSO₄ + H₂↑

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее ₂₆Fe1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s², то есть железо относится к d-элементам,  поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)₂ преобладают основные свойства, у оксида Fe₂O₃ и гидроксида Fe(OH)₃ заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей,  а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H₂FeO₄. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах.  При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду,  выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe₃O₄ и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe₂O₃. Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O₂ =t^o=> Fe₃O₄

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =t^o=> FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2S =t^o=> FeS₂

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F₂ =t^o=> 2FeF₃ – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl₂ =t^o=> 2FeCl₃ – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br₂ =t^o=> 2FeBr₃ – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I₂ =t^o=> FeI₂ – йодид железа (ll)

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H₂SO₄ (конц.)  и HNO₃ любой концентрации):

Fe + H₂SO₄ (разб.) =  FeSO₄ + H₂↑

Fe + 2HCl =  FeCl₂ + H₂↑

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной  и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

2Fe + 6H₂SO₄ = ^ot=> Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃ =^ot=> Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Обратите внимание на то,  что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 ^оС). т.е.:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s²2s²2p⁶3s²3p¹. Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне. В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3. Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al₂O₃, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

4Аl + 3О₂ = 2Аl₂О₃

с галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

2Al + 3I₂ =2AlI₃

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

с серой

При нагревании до 150-200 ^оС или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

— сульфид алюминия

с азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 ^oC образуется нитрид алюминия:

с углеродом

При температуре около 2000^oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al₂O₃ не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂↑

с оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000^оС. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

2AI + Fe₂O₃ = 2Fe + Аl₂О₃

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

а) 2Аl + 3Н₂SO_4(разб.) = Аl₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

2Аl⁰ + 6Н⁺ = 2Аl³⁺ + 3H₂⁰;

б) 2AI + 6HCl = 2AICl₃ + 3H₂↑

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H₂SO₄) до степени окисления -2 (в H₂S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

— концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно протекает реакция:

— разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N₂O и NH₄NO₃:

8Al + 30HNO_3(разб.) = 8Al(NO₃)₃ +3N₂O↑ + 15H₂O

8Al + 30HNO_{3(оч. разб)} = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

со щелочами

Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

так и с чистыми щелочами при сплавлении:

В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:

Аl₂О₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

Аl₂О₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + Н₂О

В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂↑

Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами.

Все элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns² , где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме⁰ – 2e^— → Ме⁺²

Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO₂):

2Mg + O₂ = 2MgO

2Ca + O₂ = 2CaO

2Ba + O₂ = 2BaO

Ba + O₂ = BaO₂

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me₃N₂.

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:

Мg + I₂ = MgI₂ – иодид магния

Са + Br₂ = СаBr₂ –  бромид кальция

Ва + Cl₂ = ВаCl₂ – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C₂^2-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me₂Si, с азотом – нитриды (Me₃N₂), фосфором – фосфиды (Me₃P₂):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

Взаимодействие со сложными веществами

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

Ве + Н₂SO_4(разб.) = BeSO₄ + H₂↑

Mg + 2HBr = MgBr₂ + H₂↑

Ca + 2CH₃COOH = (CH₃COO)₂Ca + H₂↑

c кислотами-окислителями

− разбавленной азотной кислотой

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N₂O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH₄NO₃):

4Ca + 10HNO_3(разб.) = 4Ca(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O

4Mg + 10HNO_{3(сильно разб.)} = 4Mg(NO₃)₂ + NН₄NO₃ + 3H₂O

− концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:

Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

− концентрированной серной кислотой

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:

Be + 2H₂SO₄ → BeSO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.

Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы происходит преимущественно до сероводорода:

4Mg + 5H₂SO_4(конц.) = 4MgSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:

Be + 2KOH + 2H₂O = H₂↑ + K₂[Be(OH)₄] — тетрагидроксобериллат калия

При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

Be + 2KOH = H₂↑+ K₂BeO₂ — бериллат калия

с оксидами

Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева,  т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:

М⁰ – 1 e → М⁺¹

Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.

Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие щелочных металлов  с неметаллами

с кислородом

Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.

Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:

4Li + O₂ = 2Li₂O

Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na₂O₂:

2Na + O₂ = Na₂O₂,

а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO₂:

K + O₂  = KO₂

Rb + O₂  = RbO₂

с галогенами

Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:

2Li + Br₂ = 2LiBr бромид лития

2Na + I₂ = 2NaI иодид натрия

2K + Cl₂ = 2KCl хлорид калия

с азотом

Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:

6Li + N₂ = 2Li₃N нитрид лития

6K + N₂ = 2K₃N нитрид калия

с фосфором

Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:

3Na + P = Na₃Р фосфид натрия

3K + P = K₃Р фосфид калия

с водородом

Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:

Н₂ + 2K = 2KН^-1 гидрид калия

Н₂ + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:

S + 2K = K₂S сульфид калия

S + 2Na = Na₂S сульфид натрия

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

с водой

Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:

2HOH + 2Na = 2NaOH + H₂↑

2K + 2HOH = 2KOH + H₂↑

Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

2Na + 2C₂H₅Cl → 2NaCl + C₄H₁₀

2Na + 2C₆H₅Br →  2NaBr + C₆H₅–C₆H₅

со спиртами и фенолами

ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:

2CH₃OH + 2К = 2CH₃OК + H₂↑

метилат калия

2C₆H₅OH + 2Na  = 2C₆H₅ONa + H₂

фенолят натрия

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Классификация неорганических веществ с примерами соединений

Теперь проанализируем представленную выше классификационную схему более детально.

Как мы видим, прежде всего все неорганические вещества делятся на простые и сложные:

Простыми веществами называют такие вещества, которые образованы атомами только одного химического элемента. Например, простыми веществами являются водород H₂, кислород O₂, железо Fe, углерод С и т.д.

Среди простых веществ различают металлы, неметаллы и благородные газы:

Металлы образованы химическими элементами, расположенными ниже диагонали бор-астат, а также всеми элементами, находящимися  в побочных группах.

Благородные газы образованы химическими элементами VIIIA группы.

Неметаллы образованы соответственно химическими элементами, расположенными выше диагонали бор-астат, за исключением всех элементов побочных подгрупп и благородных газов, расположенных в VIIIA группе:

Названия простых веществ чаще всего совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Однако для многих химических элементов широко распространено такое явление, как аллотропия. Аллотропией называют явление, когда один химический элемент способен образовывать несколько простых веществ. Например, в случае химического элемента кислорода возможно существование молекулярных соединений с формулами O₂ и O₃. Первое вещество принято называть кислородом так же, как и химический элемент, атомами которого оно образовано, а второе вещество (O₃) принято называть озоном. Под простым веществом углеродом может подразумеваться любая из его аллотропных модификаций, например, алмаз, графит или фуллерены. Под простым веществом фосфором могут пониматься такие его аллотропные модификации, как белый фосфор, красный фосфор, черный фосфор.

Сложные вещества

Сложными веществами называют вещества, образованные атомами двух или более химических элементов.

Так, например, сложными веществами являются аммиак NH₃, серная кислота H₂SO₄, гашеная известь Ca(OH)₂ и бесчисленное множество других.

Среди сложных неорганических веществ выделяют 5 основных классов, а именно оксиды, основания, амфотерные гидроксиды, кислоты и соли:

Оксиды — сложные вещества, образованные двумя химическими элементами, один из которых кислород в степени окисления -2.

Общая формула оксидов может быть записана как Э_xO_y, где Э — символ какого-либо химического элемента.

Номенклатура оксидов

Название оксида химического элемента строится по принципу:

Например:

Fe₂O₃ — оксид железа (III); CuO — оксид меди (II); N₂O₅ — оксид азота (V)

Нередко можно встретить информацию о том, что в скобках указывается валентность элемента, однако же это не так. Так, например, степень окисления азота N₂O₅ равна +5, а валентность, как это ни странно, равна четырем.

В случае, если химический элемент имеет единственную положительную степень окисления в соединениях, в таком случае степень окисления не указывается. Например:

Na₂O — оксид натрия; H₂O — оксид водорода; ZnO — оксид цинка.

Классификация оксидов

Оксиды по их способности образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями подразделяют соответственно на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующих оксидов немного, все они образованы неметаллами в степени окисления +1 и +2. Список несолеобразующих оксидов следует запомнить: CO, SiO, N₂O, NO.

Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с кислотами (или кислотными оксидами) образуют соли. К основным оксидам относят оксиды металлов в степени окисления +1 и +2, за исключением оксидов BeO, ZnO, SnO, PbO.

Кислотными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с основаниями (или основными оксидами) образуют соли. Кислотными оксидами являются практически все оксиды неметаллов за исключением несолеобразующих CO, NO, N₂O, SiO, а также все оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5, +6 и +7).

Амфотерными оксидами называют оксиды, которые могут реагировать как с кислотами, так и основаниями, и в результате этих реакций образуют соли. Такие оксиды проявляют двойственную кислотно-основную природу, то есть могут проявлять свойства как кислотных, так и основных оксидов. К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов в степенях окисления +3, +4, а также в качестве исключений оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO.

Некоторые металлы могут образовывать все три вида солеобразующих оксидов. Например, хром образует основный оксид CrO, амфотерный оксид Cr₂O₃ и кислотный оксид CrO₃.

Как можно видеть, кислотно-основные свойства оксидов металлов напрямую зависят от степени окисления металла в оксиде: чем больше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства.

Основания

Основания — соединения с формулой вида Me(OH)_x, где x чаще всего равен 1 или 2.

Классификация оснований

Основания классифицируют по количеству гидроксогрупп в одной структурной единице.

Основания с одной гидроксогруппой, т.е. вида MeOH, называют однокислотными основаниями, с двумя гидроксогруппами, т.е. вида Me(OH)₂, соответственно, двухкислотными и т.д.

Также основания подразделяют на растворимые (щелочи) и нерастворимые.

К щелочам относятся исключительно гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также гидроксид таллия TlOH.

Номенклатура оснований

Название основания строится по нижеследующему принципу:

Например:

Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II),

Cu(OH)₂ — гидроксид меди (II).

В тех случаях, когда металл в сложных веществах имеет постоянную степень окисления, указывать её не требуется. Например:

NaOH — гидроксид натрия,

Ca(OH)₂ — гидроксид кальция и т.д.

Кислоты

Кислоты — сложные вещества, молекулы которых содержат атомы водорода, способные замещаться на металл.

Общая формула кислот может быть записана как H_xA, где H — атомы водорода, способные замещаться на металл, а A — кислотный остаток.

Например, к кислотам относятся такие соединения, как H₂SO₄, HCl, HNO₃, HNO₂ и т.д.

Классификация кислот

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты делятся на:

— одноосновные кислоты: HF, HCl, HBr, HI, HNO₃;

— двухосновные кислоты: H₂SO₄, H₂SO₃, H₂CO₃;

— трехосновные кислоты: H₃PO₄, H₃BO₃.

Следует отметить, что количество атомов водорода в случае органических кислот чаще всего не отражает их основность. Например, уксусная кислота с формулой CH₃COOH, несмотря на наличие 4-х атомов водорода в молекуле, является не четырех-, а одноосновной. Основность органических кислот определяется количеством карбоксильных групп (-COOH) в молекуле.

Также по наличию кислорода в молекулах кислоты подразделяют на бескислородные (HF, HCl, HBr и т.д.) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄ и т.д.). Кислородсодержащие кислоты называют также оксокислотами.

Более детально про классификацию кислот можно почитать здесь.

Номенклатура кислот и кислотных остатков

Нижеследующий список названий и формул кислот и кислотных остатков обязательно следует выучить.

В некоторых случаях облегчить запоминание может ряд следующих правил.

Как можно видеть из таблицы выше, построение систематических названий бескислородных кислот выглядит следующим образом:

Например:

HF — фтороводородная кислота;

HCl — хлороводородная кислота;

H₂S — сероводородная кислота.

Названия кислотных остатков бескислородных кислот строятся по принципу:

Например, Cl^— — хлорид, Br^— — бромид.

Названия кислородсодержащих кислот получают добавлением к названию кислотообразующего элемента различных суффиксов и окончаний. Например, если кислотообразующий элемент в кислородсодержащей кислоте имеет высшую степень окисления, то название такой кислоты строится следующим образом:

Например, серная кислота H₂S⁺⁶O₄, хромовая кислота H₂Cr⁺⁶O₄.

Все кислородсодержащие кислоты могут быть также классифицированы как кислотные гидроксиды, поскольку в их молекулах обнаруживаются гидроксогруппы (OH). Например, это видно из нижеследующих графических формул некоторых кислородсодержащих кислот:

Таким образом, серная кислота иначе может быть названа как гидроксид серы (VI), азотная кислота — гидроксид азота (V), фосфорная кислота — гидроксид фосфора (V) и т.д. При этом число в скобках характеризует степень окисления кислотообразующего элемента. Такой вариант названий кислородсодержащих кислот многим может показаться крайне непривычным, однако же изредка такие названия можно встретить в реальных КИМах ЕГЭ по химии в заданиях на классификацию неорганических веществ.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — гидроксиды металлов, проявляющие двойственную природу, т.е. способные проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований.

Амфотерными являются гидроксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 (как и оксиды).

Также в качестве исключений к амфотерным гидроксидам относят соединения Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂ и Pb(OH)₂, несмотря на степень окисления металла в них +2.

Для амфотерных гидроксидов трех- и четырехвалентных металлов возможно существование орто- и мета-форм, отличающихся друг от друга на одну молекулу воды. Например, гидроксид алюминия (III) может существовать в орто-форме Al(OH)₃ или мета-форме AlO(OH) (метагидроксид).

Поскольку, как уже было сказано, амфотерные гидроксиды проявляют как свойства кислот, так и свойства оснований, их формула и название также могут быть записаны по-разному: либо как у основания, либо как у кислоты. Например:

Соли

Так, например, к солям относятся такие соединения как KCl, Ca(NO₃)₂, NaHCO₃ и т.д.

Представленное выше определение описывает состав большинства солей, однако же существуют соли, не попадающие под него. Например, вместо катионов металлов в состав соли могут входить катионы аммония или его органические производные. Т.е. к солям относятся такие соединения, как, например, (NH₄)₂SO₄ (сульфат аммония), [CH₃NH₃]⁺Cl^—  (хлорид метиламмония) и т.д.

Классификация солей

С другой стороны, соли можно рассматривать как продукты замещения катионов водорода H⁺ в кислоте на другие катионы или же как продукты замещения гидроксид-ионов в основаниях (или амфотерных гидроксидах) на другие анионы.

При полном замещении образуются так называемые средние или нормальные соли. Например, при полном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется средняя (нормальная) соль Na₂SO₄, а при полном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH)₂ на кислотные остатки нитрат-ионы образуется средняя (нормальная) соль Ca(NO₃)₂.

Соли, получаемые неполным замещением катионов водорода в двухосновной (или более) кислоте на катионы металла, называют кислыми. Так, при неполном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется кислая соль NaHSO₄.

Соли, которые образуются при неполном замещении гидроксид-ионов в двухкислотных (или более) основаниях, называют основными солями. Например, при неполном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH)₂ на нитрат-ионы образуется основная соль Ca(OH)NO₃.

Соли, состоящие из катионов двух разных металлов и анионов кислотных остатков только одной кислоты, называют двойными солями. Так, например, двойными солями являются KNaCO₃, KMgCl₃ и т.д.

Если соль образована одним типом катионов и двумя типами кислотных остатков, такие соли называют смешанными. Например, смешанными солями являются соединения Ca(OCl)Cl, CuBrCl и т.д.

Существуют соли, которые не попадают под определение солей как продуктов замещения катионов водорода в кислотах на катионы металлов или продуктов замещения гидроксид-ионов в основаниях на анионы кислотных остатков. Это — комплексные соли. Так, например, комплексными солями являются тетрагидроксоцинкат- и тетрагидроксоалюминат натрия с формулами Na₂[Zn(OH)₄] и Na[Al(OH)₄] соответственно. Распознать комплексные соли среди прочих чаще всего можно по наличию квадратных скобок в формуле. Однако нужно понимать, что, чтобы  вещество можно было отнести к классу солей, в его состав должны входить какие-либо катионы, кроме (или вместо) H⁺, а из анионов должны быть какие-либо анионы помимо (или вместо) OH^—. Так, например, соединение H₂[SiF₆] не относится к классу комплексных солей, поскольку при его диссоциации из катионов в растворе присутствуют только катионы водорода H⁺. По типу диссоциации данное вещество следует скорее классифицировать как бескислородную комплексную кислоту. Аналогично, к солям не относится соединение [Ag(NH₃)₂]OH, т.к. данное соединение состоит из катионов [Ag(NH₃)₂]⁺ и гидроксид-ионов OH^—, т.е. его следует считать комплексным основанием.

Номенклатура солей

Номенклатура средних и кислых солей

Название средних и кислых солей строится по принципу:

Если степень окисления металла в сложных веществах постоянная, то ее не указывают.

Названия кислотных остатков были даны выше при рассмотрении номенклатуры кислот.

Например,

Na₂SO₄ — сульфат натрия;

NaHSO₄ — гидросульфат натрия;

CaCO₃ — карбонат кальция;

Ca(HCO₃)₂ — гидрокарбонат кальция и т.д.

Номенклатура основных солей

Названия основных солей строятся по принципу:

Например:

(CuOH)₂CO₃ — гидроксокарбонат меди (II);

Fe(OH)₂NO₃ — дигидроксонитрат железа (III).

Номенклатура комплексных солей

Номенклатура комплексных соединений значительно сложнее, и для сдачи ЕГЭ многого знать из номенклатуры комплексных солей не нужно.

Следует уметь называть комплексные соли, получаемые взаимодействием растворов щелочей с амфотерными гидроксидами. Например:

*Одинаковыми цветами в формуле и названии обозначены соответствующие друг другу элементы формулы и названия.

Тривиальные названия неорганических веществ

Под тривиальными названиями понимают названия веществ не связанные, либо слабо связанные с их составом и строением. Тривиальные названия обусловлены, как правило, либо историческими причинами либо физическими или химическими свойствами данных соединений.

Список тривиальных названий неорганических веществ, которые необходимо знать:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Что такое электролиз? Для более простого понимания ответа на этот вопрос давайте представим себе любой источник постоянного тока. У каждого источника постоянного тока всегда можно найти положительный и отрицательный полюс:

Подсоединим к нему две химически стойких электропроводящих пластины, которые назовем электродами. Пластину, присоединенную к положительному полюсу назовем анодом, а к отрицательному катодом:

Далее, представьте, что у вас есть возможность опустить эти два электрода в расплав хлорида натрия:

Хлорид натрия является электролитом, при его расплавлении происходит диссоциация на катионы натрия и хлорид-ионы:

NaCl = Na⁺ + Cl⁻

Очевидно, что заряженные отрицательно анионы хлора направятся к положительно заряженному электроду – аноду, а положительно заряженные катионы Na⁺ направятся к отрицательно заряженному электроду – катоду. В результате этого и катионы Na⁺ и анионы Cl⁻ разрядятся, то есть станут нейтральными атомами. Разрядка происходит посредством приобретения электронов в случае ионов Na⁺ и потери электронов в случае ионов Cl⁻. То есть на катоде протекает процесс:

Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰,

А на аноде:

Cl⁻ − 1e⁻ = Cl

Поскольку каждый атом хлора имеет по неспаренному электрону, одиночное существование их невыгодно и атомы хлора объединяются в молекулу из двух атомов хлора:

Сl∙ + ∙Cl = Cl₂

Таким образом, суммарно, процесс, протекающий на аноде, правильнее  записать так:

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

То есть мы имеем:

Катод: Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

Подведем электронный баланс:

Na⁺ + 1e⁻ = Na⁰ |∙2

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂ |∙1<

Сложим левые и правые части обоих уравнений полуреакций, получим:

2Na⁺ + 2e⁻ + 2Cl⁻ − 2e⁻= 2Na⁰ + Cl₂

Сократим два электрона аналогично тому, как это делается в алгебре получим ионное уравнение электролиза:

2Na⁺+ 2Cl⁻ = 2Na⁰ + Cl₂

далее, объединив ионы Na⁺  и Cl⁻ получим, уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl_(ж.)  => 2Na + Cl₂

Рассмотренный выше случай является с теоретической точки зрения наиболее простым, поскольку в расплаве хлорида натрия из положительно заряженных ионов были только ионы натрия, а из отрицательных – только анионы хлора.

Другими словами, ни у катионов Na⁺, ни у анионов Cl⁻ не было «конкурентов» за катод и анод.

А, что будет, например, если вместо расплава хлорида натрия ток пропустить через его водный раствор? Диссоциация хлорида натрия наблюдается и в этом случае, но становится невозможным образование металлического натрия в водном растворе. Ведь мы знаем, что натрий – представитель щелочных металлов – крайне активный металл, реагирующий с водой очень бурно. Если натрий не способен восстановиться в таких условиях, что же тогда будет восстанавливаться на катоде?

Давайте вспомним строение молекулы воды. Она представляет собой диполь, то есть у нее есть отрицательный и положительный полюсы:

Именно благодаря этому свойству, она способна «облеплять» как поверхность катода, так и поверхность анода:

При этом могут происходить процессы:

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Анод:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

Таким образом, получается, что если мы рассмотрим раствор любого электролита, то мы увидим, что катионы и анионы, образующиеся при диссоциации электролита, конкурируют с молекулами воды за восстановление на катоде и окисление на аноде.

Так какие же процессы будут происходить на катоде и на аноде? Разрядка ионов, образовавшихся при диссоциации электролита или окисление/восстановление молекул воды? Или, возможно, будут происходить все указанные процессы одновременно?

В зависимости от типа электролита при электролизе его водного раствора возможны самые разные ситуации. Например, катионы щелочных, щелочноземельных металлов, алюминия и магния просто не способны восстановиться в водной среде, так как при их восстановлении должны были бы получаться соответственно щелочные, щелочноземельные металлы, алюминий или магний т.е. металлы, реагирующие с водой.

В таком случае является возможным только восстановление молекул воды на катоде.

Запомнить то, какой процесс будет протекать на катоде при электролизе раствора какого-либо электролита можно, следуя следующим принципам:

1) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном состоянии в обычных условиях реагирует с водой, на катоде идет процесс:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Это касается металлов, находящихся в начале ряда активности по Al включительно.

2) Если электролит состоит из катиона металла, который в свободном виде не реагирует с водой, но реагирует с кислотами неокислителями, идут сразу два процесса, как восстановления катионов металла, так и молекул воды:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H_{2 ­­­}

Meⁿ⁺ + ne = Me⁰

К таким металлам относятся металлы, находящиеся между Al и Н в ряду активности.

3) Если электролит состоит из катионов водорода (кислота) или катионов металлов, не реагирующих с кислотами неокислителями — восстанавливаются только катионы электролита:

2Н⁺ + 2е⁻ = Н₂ – в случае кислоты

Meⁿ⁺ + ne = Me⁰ – в случае соли

На аноде тем временем ситуация следующая:

1) Если электролит содержит анионы бескислородных кислотных остатков (кроме F⁻), то на аноде идет процесс их окисления, молекулы воды не окисляются. Например:

2Сl⁻ − 2e = Cl₂

S^2- − 2e = S^o

Фторид-ионы не окисляются на аноде поскольку фтор не способен образоваться в водном растворе (реагирует с водой)

2) Если в состав электролита входят гидроксид-ионы (щелочи) они окисляются вместо молекул воды:

4ОН⁻ − 4е⁻ = 2H₂O + O₂

3) В случае того, если электролит содержит кислородсодержащий кислотный остаток (кроме остатков органических кислот) или фторид-ион (F⁻) на аноде идет процесс окисления молекул воды:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

4) В случае кислотного остатка карбоновой кислоты на аноде идет процесс:

2RCOO⁻ − 2e⁻ = R-R + 2CO₂

Давайте потренируемся записывать уравнения электролиза для различных ситуаций:

Пример №1

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе расплава хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Решение

При расплавлении хлорида цинка происходит его диссоциация:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl⁻

Далее следует обратить внимание на то, что электролизу подвергается именно расплав хлорида цинка, а не водный раствор. Другими словами, без вариантов, на катоде может происходить только восстановление катионов цинка, а на аноде окисление хлорид-ионов т.к. отсутствуют молекулы воды:

Катод: Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn⁰ |∙1

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂ |∙1

ZnCl₂ = Zn + Cl₂

Пример №2

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора хлорида цинка, а также общее уравнение электролиза.

Так как в данном случае, электролизу подвергается водный раствор, то в электролизе, теоретически, могут принимать участие молекулы воды. Так как цинк расположен в ряду активности между Al и Н то это значит, что на катоде будет происходить как восстановление катионов цинка, так и молекул воды.

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H_{2 ­­­}

Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn⁰

Хлорид-ион является кислотным остатком бескислородной кислоты HCl, поэтому в конкуренции за окисление на аноде хлорид-ионы «выигрывают» у молекул воды:

Анод:

2Cl⁻ − 2e⁻ = Cl₂

В данном конкретном случае нельзя записать суммарное уравнение электролиза, поскольку неизвестно соотношение между выделяющимися на катоде водородом и цинком.

Пример №3

Напишите уравнения процессов протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора нитрата меди, а также общее уравнение электролиза.

Нитрат меди в растворе находится в продиссоциированном состоянии:

Cu(NO₃)₂ = Cu²⁺ + 2NO₃⁻

Медь находится в ряду активности правее водорода, то есть на катоде восстанавливаться будут катионы меди:

Катод:

Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu⁰

Нитрат-ион NO₃⁻ — кислородсодержащий кислотный остаток, это значит, что в окислении на аноде нитрат ионы «проигрывают» в конкуренции молекулам воды:

Анод:

2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺

Таким образом:

Катод: Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu⁰ |∙2

Анод: 2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺ |∙1

2Cu²⁺ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4H⁺

Полученное в результате сложения уравнение является ионным уравнением электролиза. Чтобы получить полное молекулярное уравнение электролиза нужно добавить по 4 нитрат иона в левую и правую часть полученного ионного уравнения в качестве противоионов. Тогда мы получим:

2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O = 2Cu⁰ + O₂ + 4HNO₃

Пример №4

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора ацетата калия, а также общее уравнение электролиза.

Решение:

Ацетат калия в водном растворе диссоциирует на катионы калия и ацетат-ионы:

СН₃СООК = СН₃СОО⁻ + К⁺

Калий является щелочным металлом, т.е. находится в ряду электрохимическом ряду напряжений в самом начале. Это значит, что его катионы не способны разряжаться на катоде. Вместо них восстанавливаться будут молекулы воды:

Катод:

2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂

Как уже было сказано выше, кислотные остатки карбоновых кислот «выигрывают» в конкуренции за окисление у молекул воды на аноде:

Анод:

2СН₃СОО⁻ − 2e⁻ = CH₃−CH₃ + 2CO₂

Таким образом, подведя электронный баланс и сложив два уравнения полуреакций на катоде и аноде получаем:

Катод: 2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂ |∙1

Анод: 2СН₃СОО⁻ − 2e⁻ = CH₃−CH₃ + 2CO₂ |∙1

2H₂O + 2СН₃СОО⁻ = 2OH⁻ + Н₂+ CH₃−CH₃ + 2CO₂

Мы получили полное уравнение электролиза в ионном виде. Добавив по два иона калия в левую и правую часть уравнения и сложив с противоионами мы получаем полное уравнение электролиза в молекулярном виде:

2H₂O + 2СН₃СООK = 2KOH + Н₂+ CH₃−CH₃ + 2CO₂

Пример №5

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора серной кислоты, а также общее уравнение электролиза.

Серная кислота диссоциирует на катионы водорода и сульфат-ионы:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

На катоде будет происходить восстановление катионов водорода H⁺ , а на аноде окисление молекул воды, поскольку сульфат-ионы являются кислородсодержащими кислотными остатками:

Катод: 2Н⁺ + 2e⁻ = H₂ |∙2

Анод: 2H₂O – 4e⁻ = O₂ + 4H⁺ |∙1

4Н⁺ + 2H₂O = 2H₂ + O₂ + 4H⁺

Сократив ионы водорода в левой и правой и левой части уравнения получим уравнение электролиза водного раствора серной кислоты:

2H₂O = 2H₂ + O₂

Как можно видеть, электролиз водного раствора серной кислоты сводится к электролизу воды.

Пример №6

Напишите уравнения процессов, протекающих  на катоде и аноде при электролизе водного раствора гидроксида натрия, а также общее уравнение электролиза.

Диссоциация гидроксида натрия:

NaOH = Na⁺ + OH⁻

На катоде будут восстанавливаться только молекулы воды, так как натрий – высокоактивный металл, на аноде только гидроксид-ионы:

Катод: 2H₂O + 2e⁻ = 2OH⁻ + H₂ |∙2

Анод: 4OH⁻ − 4e⁻ = O₂ + 2H₂O |∙1

4H₂O + 4OH⁻ = 4OH⁻ + 2H₂ + O₂ + 2H₂O

Сократим две молекулы воды слева и справа и 4 гидроксид-иона и приходим к тому, что, как и в случае серной кислоты электролиз водного раствора гидроксида натрия сводится к электролизу воды:

2H₂O = 2H₂ + O₂

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — такие реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Изменение степеней окисления происходит из-за полной или частичной передачи электронов от одних атомов к другим:

Поскольку электроны имеют заряд «-1» , следовательно, понижение степени окисления атома химического элемента происходит в результате приобретения им дополнительных электронов.

Процесс приобретения атомом дополнительных электронов называется восстановлением:

Вещество, которое содержит восстанавливающиеся атомы, называют окислителем.

В примере выше окислителем является азотная кислота HNO₃.

Аналогично повышение степени окисления происходит в том случае, когда атом элемента теряет некоторое количество своих электронов. Процесс потери атомом электронов называют окислением:

Химическое вещество, которое содержит окисляющиеся атомы, называют восстановителем.  В указанном примере восстановителем является фосфин PH₃.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные ОВР

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции, в которых атомы окислителя и атомы восстановителя находятся в разных веществах. Например:

Внутримолекулярные ОВР

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции,  в которых атомы восстановителя и атомы окислителя содержатся в одном веществе. Например:

Реакции диспропорционирования

Реакциями диспропорционирования называют такие реакции, в которых атомы одного химического элемента, являются окислителями и восстановителями и при этом находятся в одном веществе. Такие реакции также называют реакциями самоокисления-самовосстановления. Например, к таким реакциям относятся все реакции взаимодействия галогенов с растворами щелочей:

Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

Метод электронного баланса

Алгоритм расстановки коэффициентов данным методом выглядит следующим образом:

1) Следует записать схему реакции, указав формулы всех реагентов и продуктов. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с фосфором образуется фосфорная кислота, диоксид серы и вода:

2) Далее следует расставить все степени окисления и найти те элементы, у которых изменилось значение степени окисления.

3) После расстановки степеней окисления химических элементов находят те элементы, которые изменили свои степени окисления. Далее записывают уравнения полуреакций окисления и восстановления. В нашем случае они имеют вид:

4) Поскольку количество отдаваемых электронов восстановителем должно быть равно количеству принимаемых электронов окислителем, далее следует подобрать дополнительные множители к записанным полуреакциям:

5) Подобранные к полуреакциям множители переносятся в схему реакции:

6) Отталкиваясь от тех коэффициентов, которые уже известны из электронного баланса, оставшиеся коэффициенты расставляют методом подбора:

Очевидно, что электронный баланс — не самая сложная часть в процессе составления уравнения окислительно-восстановительной реакции. Часто трудности возникают в том, какие продукты записывать в правой части схемы реакции.

Для того чтобы записывать уравнения ОВР, не нужно пытаться выучить все возможные реакции, тем более, что это невозможно в принципе. Надо учиться их составлять. В первую очередь, что действительно следует выучить, так это формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции в зависимости от среды раствора. Среда раствора определяется по наличию или отсутствию среди реагентов кислоты или щелочи. Также всегда нужно помнить, что в качестве возможных продуктов не следует писать формулы веществ, реагирующих с остальными продуктами и/или со средой. Так, например, в продуктах не может быть кислоты, если изначально среда раствора щелочная и наоборот. В общем, говоря более простыми словами, все продукты должны быть химически «безразличны» друг к другу, а также к среде раствора (исключение — электролиз).

Ниже представлены основные окислительно-восстановительные переходы окислителей и восстановителей в зависимости от среды. Во многих случаях указаны не целые формулы веществ, а формулы ионов, входящих в их состав. В таком случае для записи уравнения реакции в молекулярном виде формулу иона требуется дополнить противоионами. Катионы металлов, чаще всего, объединяют с кислотными остатками, если среда кислая, а анионы с катионами металлов (если среда щелочная) или водорода, если среда кислая или нейтральная.

Окислители

Восстановители

Коррозия металлов и способы защиты от нее

Коррозией металла называют процесс его самопроизвольного разрушения в результате контакта с окружающей средой.

Коррозия бывает химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия — вид коррозии, при котором металл разрушается из-за его взаимодействия с газами или жидкостями, не проводящими электрический ток. Так, например, к химической коррозии относится образование окалины при взаимодействии железа с кислородом при высоких температурах, а также разрушение металлического оборудования под действием нефтяных фракций, содержащих сернистые соединения.

Электрохимической коррозией называют разрушение металла в растворе электролита вследствие возникновения в данной системе электрических токов. Электрические токи, способствующие коррозии, возникают в тех случаях, когда в растворе электролита изделие из металла контактирует с другим менее активным металлом. Также такие токи могут появляться из-за химической неоднородности металлического материала, из которого выполнено изделие.

Так, например, из-за электрохимической коррозии страдают подводные части судов, паровые котлы, трубопроводы, металлические конструкции в почве и т.д.

Способы защиты металлов от коррозии

1) Контроль условий, в которых эксплуатируется металлическое оборудование. Например, хранение и использование изделий из стали на открытом воздухе нежелательно и этого, по возможности, следует избегать. Эксплуатация металлического оборудования в помещениях с низкой влажностью существенно продлит его срок службы.

2) Создание защитных покрытий, изолирующих металлоконструкцию от контакта с окружающей средой. Среди таких покрытий различают:

— неметаллические покрытия — всевозможные краски, лаки, эмали, а также пленки из таких полимеров, как полиэтилен, поливинилхлорид и т.д.;

— химические покрытия (оксидные, нитридные, фосфатные и т.д.) (Такие покрытия получают специальной химической обработкой поверхности металла.);

— металлические покрытия.

Металлические покрытия получают нанесением на защищаемую металлическую конструкцию тонкого слоя другого металла (чаще всего с помощью процесса электролиза).

При этом, если в качестве покрытия используется менее активный металл, то такое покрытие будет защищать металлоконструкцию только при условии его целостности. В случае, если целостность такого покрытия будет нарушена, защищаемый металл будет ускоренно корродировать.

Также широко используется покрытие металлоконструкций более активным металлом. Например, распространено использование так называемого оцинкованного железа. Такое покрытие защищает металлические объекты даже при нарушении его целостности, поскольку пока практически полностью не исчезнет слой покрытия из более активного металла, коррозия металла, из которого сделан защищаемый объект, не начнется.

3) Электрохимические методы защиты:

— катодная защита — вид защиты, при котором металлический объект подключается с помощью проводников к катоду внешнего источника тока либо же приводится в контакт с более активным металлом.

Частный случай катодной защиты, при котором металлическая конструкция приводится в контакт с более активным металлом, называют протекторной защитой.

4) Изменение химических свойств среды, в которой эксплуатируется металлическое изделие, в частности:

— добавление в среду веществ, замедляющих коррозию (ингибиторов коррозии).

— дегазация среды (удаление растворенных в ней газов, в частности, кислорода). Например, такой метод работает для защиты от ржавления железа, поскольку в процессе ржавления железа активное участие принимает не только вода, но и кислород:

4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Бинарные соединения – соединения, образованные двумя химическими элементами.

Например, PCl₅, H₂O, Mg₃N₂, Ca₂Si и т.д.

Бинарные соединения делят на ионные и ковалентные.

Ионными называют такие бинарные соединения, которые образованы атомами металла и неметалла.

Ковалентными называют бинарные соединения, образованные двумя неметаллами.

Общая информация по гидролизу бинарных соединений

Многие бинарные соединения способны разлагаться под действием воды. Такая реакция бинарных соединений с водой называется необратимым гидролизом.

Необратимый гидролиз практически всегда протекает с сохранением степеней окисления всех элементов. В результате взаимодействия бинарных соединения с водой всегда:

✓ элемент в отрицательной степени окисления переходит в состав водородного соединения;

✓ элемент в положительной степени окисления переходит в состав соответствующего гидроксида.

Напомним, что гидроксид неметалла – это ни что иное, как соответствующая кислородсодержащая кислота. Так, например, гидроксид серы (VI) — это серная кислота H₂SO₄.

Так, например, попробуем записать уравнение необратимого гидролиза фосфида кальция Ca₃P₂, опираясь на информацию, представленную выше.

В фосфиде кальция мы имеем кальций в степени окисления «+2» и фосфор в степени окисления «-3». Как уже было сказано, в результате взаимодействия с водой должно образоваться водородное соединение элемента в отрицательной степени окисления (т.е. фосфора) и соответствующий гидроксид элемента в положительной степени окисления.

Также сказано, что в результате реакции гидролиза практически всегда сохраняются степени окисления элементов.

Это значит, что в образующемся водородном соединении фосфор будет иметь ту же степень окисления, что и в исходном фосфиде, т.е. «-3», исходя из чего легко записать формулу самого водородного соединения – PH₃ (газ фосфин).

В то же время, кальций, как элемент в положительной степени окисления, должен перейти в состав соответствующего гидроксида с сохранением степени окисления «+2», т.е. в Ca(OH)₂.

Таким образом, без расстановки коэффициентов реакция будет описываться следующей схемой:

Ca₃P₂ + H₂O = PH₃ + Ca(OH)₂

Расставив коэффициенты получаем уравнение:

Ca₃P₂ + 6H₂O = 2PH₃ + 3Ca(OH)₂

Используя аналогичный алгоритм, запишем уравнение гидролиза пентахлорида фосфора PCl₅.

В данном соединении мы имеем фосфор в степени окисления «+5» и хлор в степени окисления «-1».

Очевидно, что водородным соединением хлора с хлором в степени окисления «-1» будет HCl.

В свою очередь, поскольку элемент в положительной степени окисления относится к неметаллам, его гидроксидом будет кислородсодержащая кислота с фосфором в той же степени окисления «+5».

При условии, что вы знаете формулы всех неорганических кислот, несложно догадаться, что данным гидроксидом является фосфорная кислота H₃PO₄.

Само уравнение при этом после расстановки коэффициентов будет иметь вид:

PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

Как видите, если вам дали формулу бинарного соединения и попросили записать уравнения его гидролиза, то ничего сложного в этом нет.

Какие ионные бинарные соединения способны вступать в реакцию необратимого гидролиза?

Для успешной сдачи ЕГЭ нужно запомнить, что из ионных бинарных соединений в реакцию необратимого гидролиза водой вступают:

1) нитриды щелочных металов (ЩМ), щелочноземельных металлов (ЩЗМ) и магния:

Na₃N + 3H₂O = NH₃ + 3NaOH

Ca₃N₂ + 6H₂O = 2NH₃ + 3Ca(OH)₂

2) фосфиды ЩМ, ЩЗМ и магния:

Na₃P + 3H₂O = PH₃ + 3NaOH

Ca₃P₂ + 6H₂O = 2PH₃ + 3Ca(OH)₂

3) силициды ЩМ, ЩЗМ и магния:

Na₄Si + 4H₂O = SiH₄ + 4NaOH

Ca₂Si + 4H₂O = SiH₄ + 2Ca(OH)₂

4) карбиды ЩМ, ЩЗМ и магния. Знать нужно формулы только двух карбидов — Al₄C₃ и CaC₂ и, соответственно, уметь записывать уравнения их гидролиза:

Al₄C₃ + 12H₂O = 3CH₄ + 4Al(OH)₃

CaC₂ + 2H₂O = C₂H₂ + Ca(OH)₂

5) сульфиды алюминия и хрома:

Al₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S + 2Al(OH)₃

Cr₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S + 2Cr(OH)₃

6) гидриды ЩМ, ЩЗМ, Mg, Al:

NaH + H₂O = H₂ + NaOH

CaH₂ + 2H₂O = 2H₂ + Ca(OH)₂

AlH₃ + 3H₂O = 3H₂ + Al(OH)₃

Гидролиз гидридов металлов – редкий пример окислительно-восстановительного гидролиза. Фактически, в данной реакции объединяются ионы водорода H⁺ и анионы водорода H^—, в следствие чего образуются нейтральные молекулы H₂ с водородом в степени окисления, равной 0.

Какие ковалентные бинарные соединения вступают в реакцию гидролиза?

Из ковалентных бинарных соединений, способных вступать в реакцию необратимого гидролиза, нужно знать про:

1) галогениды фосфора III и V.

Например, PCl₃, PCl₅:

PCl₅ + 4H₂O = 5HCl + H₃PO₄

PCl₃ + 3H₂O = 3HCl + H₃PO₃

2) галогениды кремния:

SiCl₄ + 3H₂O = 4HCl + H₂SiO₃

Гидролиз бинарных соединений действием растворов кислот и щелочей

Помимо обычного гидролиза водой существует также вариант гидролиза, при котором бинарное соединение обрабатывают водным раствором щелочи или кислоты.

Как в таком случае записать уравнение гидролиза?

Для того, чтобы записать уравнение гидролиза бинарного соединения водным раствором щелочи или кислоты, нужно:

1) в первую очередь, представить, какие продукты образовались бы при обычном гидролизе водой.

Например, мы хотим записать уравнение щелочного гидролиза соединения PCl₅ действием водного раствора KOH.

Тогда, согласно этому пункту, мы должны вспомнить какие продукты образуются при обычном гидролизе. В нашем случае это HCl и H₃PO₄

2) посмотреть на отношение этих продуктов к средообразователю (кислоте или щелочи) – реагируют они или нет. Если продукты обычного гидролиза реагируют со средообразователем, то запомнить продукты этого взаимодействия.

Возвращаясь к нашему случаю с PCl₅, мы должны посмотреть на то, как относятся к щелочи продукты обычного гидролиза, т.е. HCl и H₃PO₄. Оба данных соединения в водном растворе являются кислотами, в связи с чем существовать в щелочной среде не могут. В частности, с гидроксидом калия они прореагируют, образуя соответственно соли KCl и K₃PO₄

3) в конечном уравнении в качестве продуктов записать то, что получается при взаимодействии со средообразователем. Воду при этом мы пока не пишем, вывод о том, писать ее или нет, делаем после попытки уравнивания реакции без нее.

Таким образом, следуя этому принципу, запишем:

PCl₅ + KOH = KCl + K₃PO₄

Уже до начала расстановки коэффициентов очевидно, что есть необходимость в записи в качестве одного из продуктов реакции воды, поскольку в левой части присутствует водород, а в правой его нет.

Таким образом, суммарная схема реакции будет иметь вид:

PCl₅ + KOH = KCl + K₃PO₄ + H₂O

А само уравнение после расстановки коэффициентов будет выглядеть так:

PCl₅ + 8KOH = 5KCl + K₃PO₄ + 4H₂O

Следует отметить, что щелочной гидролиз ионных соединений чаще всего не отличается от обычного гидролиза действием воды, поскольку чаще всего ни один продукт обычного гидролиза с щелочью не взаимодействует.

Аналогично, можно сказать, что кислотный гидролиз ковалентных бинарных соединений не будет отличаться от водного.

В связи с этим имеет смысл более детально рассмотреть кислотный гидролиз ионных бинарных соединений и щелочной гидролиз ковалентных бинарных соединений.

Кислотный гидролиз ионных бинарных соединений

Со всеми перечисленными ионными бинарными соединениями, участвовавшими в реакциях обычного гидролиза водой, можно записать соответствующие уравнения их кислотного гидролиза. Возьмем в качестве примера водный раствор соляной кислоты:

1) Ca₃P₂ + 6HCl = 3CaCl₂ + 2PH₃

2) Mg₂Si + 4HCl(р-р) = 2MgCl₂ + SiH₄

3) Al₄C₃ + 12HCl(р-р) = 4AlCl₃ + 3CH₄

4) Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂S

5) Ca₃N₂ + 8HCl(р-р) = 3CaCl₂ + 2NH₄Cl

Обратите внимание, что вместо водородного соединения в случае нитридов металлов образуется продукт его взаимодействия с соляной кислотой (NH₃ + HCl = NH₄Cl). Следует отметить, что нитриды металлов – единственный случай, когда при кислотном гидролизе ионного бинарного соединения не выделяется газообразное водородное соединение. Связано это с тем, что по сравнению с другими водородными соединениями неметаллов, только у аммиака основные свойства выражены в значительной степени.

6) CaH₂ + 2HCl(р-р) = CaCl₂ + 2H₂

Как можно заметить, кислотный гидролиз гидридов металлов также относится к окислительно-восстановительным реакциям. В результате этой реакции образуется простое вещество водород. Связано это с тем, что водород с кислотами не реагирует.

Щелочной гидролиз ковалентных бинарных соединений

Щелочному гидролизу среди ковалентных соединений подвержены все те же бинарные соединения, что и обычному гидролизу водой, то есть галогениды фосфора и кремния:

PBr₅ + 8NaOH = Na₃PO₄ + 5NaBr + 4H₂O

SiCl₄ + 6KOH = K₂SiO₃ + 4KCl + 3H₂O

Щелочной гидролиз галогенидов фосфора III в ЕГЭ не встретится из-за специфических свойства фосфористой кислоты.

Тем не менее, для тех, кто хочет, ниже предоставляю пример такого рода уравнений с пояснением:

Посмотреть

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.

Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н⁺), при диссоциации же всех  щелочей  всегда образуются гидроксид-ионы (ОН⁻).

В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н⁺ говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН⁻ — щелочную реакцию среды.

Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?

На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:

Na₂S = 2Na⁺ + S^2-

Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е.  в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO₃)₂ кислой.

Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.

Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?

Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.

примечание: сернистую (H₂SO₃)  и фосфорную (H₃PO₄) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.

Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H⁺. Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:

S^2- + H₂O ↔ HS⁻ + OH⁻

HS⁻+ H₂O ↔ H₂S + OH⁻

Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону.

Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:

То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.

Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn²⁺, которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:

Zn²⁺ + H₂O ↔ Zn(OH) ⁺ + H⁺

Zn(OH) ⁺ + H₂O ↔ Zn(OH)⁺ + H⁺

Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие  кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят  что соль гидролизуется по  катиону.

Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na⁺ соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.

Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:

1) сильным основанием и сильной кислотой,

Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу.

Примеры: Ba(NO₃)₂, KCl, Li₂SO₄ и т.д.

2) сильным основанием и слабой кислотой

В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная,  в отношении  солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону

Примеры: NaF, K₂CO₃, Li₂S  и  т.д.

3) слабым основанием и сильной кислотой

У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону, среда кислая.

Примеры: Zn(NO₃)₂, Fe₂(SO₄)₃, CuSO₄  и  т.д.

4) слабым основанием и слабой кислотой.

С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону. Нередко  такие соли подвергаются необратимому гидролизу.

Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?

Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH₄⁺) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H⁺, и ионы OH⁻ , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H₂O).

Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂S = Al₂S₃ + 6NaNO₃ ( − так реакция не протекает!)

Наблюдается следующая реакция:

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂S + 6H₂O= 2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑ + 6NaNO₃

Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:

2Al + 3S = Al₂S₃

При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Реакции ионного обмена — реакции в водных растворах между электролитами, протекающие без изменений степеней окисления образующих их элементов.

Необходимым условием протекания реакции между электролитами (солями, кислотами и основаниями) является образование малодиссоциирующего вещества (вода, слабая кислота, гидроксид аммония), осадка или газа.

Расcмотрим реакцию, в результате которой образуется вода. К таким реакциям относятся все реакции между любой кислотой и любым основанием. Например, взаимодействие азотной кислоты с гидроксидом калия:

HNO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O (1)

Исходные вещества, т.е. азотная кислота и гидроксид калия, а также один из продуктов, а именно нитрат калия, являются сильными электролитами, т.е. в водном растворе они существуют практически только в виде ионов. Образовавшаяся вода относится к слабым электролитам, т.е. практически не распадается на ионы. Таким образом, более точно переписать уравнение выше можно, указав реальное состояние веществ в водном растворе, т.е. в виде ионов:

H⁺ + NO₃⁻ + K⁺ + OH^‑ = K⁺ + NO₃⁻ + H₂O (2)

Как можно заметить из уравнения (2), что до реакции, что после в растворе находятся ионы NO₃⁻ и K⁺ . Другими словами, по сути, нитрат-ионы  и ионы калия никак не участвовали в реакции. Реакция произошла только благодаря объединению частиц H⁺ и OH⁻ в молекулы воды. Таким образом, произведя алгебраически сокращение одинаковых ионов в уравнении (2):

H⁺ + NO₃⁻ + K⁺ + OH^‑ = K⁺ + NO₃⁻ + H₂O

мы получим:

H⁺ + OH^‑ = H₂O (3)

Уравнения вида (3) называют сокращенными ионными уравнениями, вида (2) — полными ионными уравнениями, а вида (1) — молекулярными уравнениями реакций.

Фактически ионное уравнение реакции максимально отражает ее суть, именно то, благодаря чему становится возможным ее протекание. Следует отметить, что одному сокращенному ионному уравнению могут соответствовать множество различных реакций. Действительно, если взять, к примеру, не азотную кислоту, а соляную, а вместо гидроксида калия использовать, скажем, гидроксид бария, мы имеем следующее молекулярное уравнение реакции:

2HCl+ Ba(OH)₂ = BaCl₂ + 2H₂O

Соляная кислота, гидроксид бария и хлорид бария являются сильными электролитами, то есть существуют в растворе преимущественно в виде ионов. Вода, как уже обсуждалось выше, – слабый электролит, то есть существует в растворе практически только в виде молекул. Таким образом, полное ионное уравнение данной реакции будет выглядеть следующим образом:

2H⁺ + 2Cl⁻ + Ba²⁺ + 2OH⁻ = Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2H₂O

Сократим одинаковые ионы слева и справа и получим:

2H⁺ + 2OH⁻ = 2H₂O

Разделив и левую и правую часть на 2, получим:

H⁺ + OH⁻ = H₂O,

Полученное сокращенное ионное уравнение полностью совпадает с сокращенными ионным уравнением взаимодействия азотной кислоты и гидроксида калия.

При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только формулы:

1) сильных кислот  (HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ ) (список сильных кислот надо выучить!)

2) сильных оснований (гидроксиды щелочных (ЩМ) и щелочно-земельных металлов(ЩЗМ))

3) растворимых солей

В молекулярном виде записывают формулы:

1) Воды H₂O

2) Слабых кислот (H₂S, H₂CO₃, HF, HCN, CH₃COOH (и др. практически все органические)).

3) Слабых оcнований (NH₄OH  и практически все гидроксиды металлов кроме ЩМ и ЩЗМ.

4) Малорастворимых солей (↓) («М» или «Н» в таблице растворимости).

5) Оксидов (и др. веществ, не являющихся электролитами).

Попробуем записать уравнение между гидроксидом железа (III) и серной кислотой. В молекулярном виде уравнение их взаимодействия записывается следующим образом:

2Fe(OH)₃+ 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Гидроксиду железа (III) соответствует в таблице растворимости обозначение «Н», что говорит нам о его нерастворимости, т.е. в ионном уравнении его надо записывать целиком, т.е. как Fe(OH)₃ . Серная кислота растворима и относится к сильным электролитам, то есть существует в растворе преимущественно в продиссоциированном состоянии. Сульфат железа (III), как и практически все другие соли, относится к сильным электролитам, и, поскольку он растворим в воде, в ионном уравнении его нужно писать в виде ионов. Учитывая все вышесказанное, получаем полное ионное уравнение следующего вида:

2Fe(OH)₃ + 6H⁺ + 3SO₄^2- = 2Fe³⁺ + 3SO₄^2- + 6H₂O

Сократив сульфат-ионы слева и справа, получаем:

2Fe(OH)₃ + 6H⁺ = 2Fe³⁺ + 6H₂O

разделив обе части уравнения на 2 получаем сокращенное ионное уравнение:

Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O

Теперь давайте рассмотрим реакцию ионного обмена, в  результате которой образуется осадок. Например, взаимодействие двух растворимых солей :

Na₂CO₃ +  CaCl₂ = CaCO₃↓+  2NaCl

Все три соли – карбонат натрия, хлорид кальция, хлорид натрия и карбонат кальция (да-да, и он тоже) – относятся к сильным электролитам и все, кроме карбоната кальция, растворимы в воде, т.е. есть участвуют в данной реакции в виде ионов:

2Na⁺ + CO₃^2- +  Ca²⁺ + 2Cl⁻ = CaCO₃↓+  2Na⁺ + 2Cl⁻

Сократив одинаковые ионы слева и справа в данном уравнении, получим сокращенное ионное:

CO₃^2- + Ca²⁺  = CaCO₃↓

Последнее уравнение отображает причину взаимодействия растворов карбоната натрия и хлорида кальция. Ионы кальция и карбонат-ионы объединяются в нейтральные молекулы карбоната кальция, которые, соединяясь друг с другом, порождают мелкие кристаллы осадка CaCO₃ ионного строения.

Рассмотрим третье условие протекания реакций ионного обмена – образование газа. Строго говоря, только в результате ионного обмена образование газа возможно лишь в редких случаях, например, при образовании газообразного сероводорода:

K₂S + 2HBr = 2KBr + H₂S↑

В большинстве же остальных случаев газ образуется в результате разложения одного из продуктов реакции ионного обмена. Например, нужно точно знать в рамках ЕГЭ, что с образованием газа в виду неустойчивости разлагаются такие продукты, как H₂CO₃, NH₄OH и H₂SO₃:

H₂CO₃ = H₂O + CO₂ ↑

NH₄OH = H₂O + NH₃ ↑

H₂SO₃ = H₂O + SO₂ ↑

Другими словами, если в результате ионного обмена образуются угольная кислота, гидроксид аммония или сернистая кислота, реакция ионного обмена протекает благодаря образованию газообразного продукта:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂ ↑

NH₄NO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O + NH₃ ↑

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + SO₂ ↑

Запишем ионные уравнения для всех указанных выше реакций, приводящих к образованию газов. 1) Для реакции:

K₂S + 2HBr = 2KBr + H₂S↑

В ионном виде будут записываться сульфид калия и бромид калия, т.к. являются растворимыми солями, а также бромоводородная кислота, т.к. относится к сильным кислотам. Сероводород же, являясь малорастворимым и плохо диссоциирцющим на ионы газом, запишется в молекулярном виде:

2K⁺ + S^2- + 2H⁺  + 2Br^— = 2K⁺ + 2Br^— + H₂S↑

Сократив одинаковые ионы получаем:

S^2- + 2H⁺ = H₂S↑

2) Для уравнения:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂ ↑

В ионном виде запишутся Na₂CO₃, Na₂SO₄ как хорошо растворимые соли и H₂SO₄ как сильная кислота. Вода является малодиссоциирующим веществом, а CO₂ и вовсе неэлектролит, поэтому их формулы будут записываться в молекулярном виде:

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H ⁺ + SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄² + H₂O + CO₂ ↑

CO₃^2- + 2H ⁺ = H₂O + CO₂↑

3) для уравнения:

NH₄NO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O + NH₃↑

Молекулы воды и аммиака запишутся целиком, а NH₄NO₃, KNO₃ и KOH запишутся в ионном виде , т.к. все нитраты являются хорошо растворимыми солями, а KOH является гидроксидом щелочного металла, т.е. сильным основанием:

NH₄⁺ + NO₃⁻+ K⁺ + OH⁻ = K⁺ + NO₃⁻ + H₂O + NH₃↑

NH₄⁺ + OH⁻ = H₂O + NH₃↑

Для уравнения:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + SO₂ ↑

Полное и сокращенное уравнение будут иметь вид:

2Na⁺ + SO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl⁻ = 2Na⁺ + 2Cl⁻ + H₂O + SO₂ ↑

SO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + SO₂ ↑

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Как известно из курса физики, электрическим током называют упорядоченное движение заряженных частиц. В случае металлов, электропроводность обеспечивается подвижными электронами в кристалле, слабо связанными c ядрами атомов, что позволяет им направленно двигаться под действием разности потенциалов.

Кроме металлов, существуют также вещества растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Такие вещества называют электролитами.

Электролиты —  вещества, расплавы  или водные растворы которых проводят электрический ток.

Но за счет чего обеспечивается электрическая проводимость расплавов и растворов электролитов?

Рассмотрим такое соединение как хлорида натрия. Это вещество характеризуется ионным строением. В узлах его структурной решетки находятся  попеременно в шахматном порядке катионы натрия и анионы хлора:

Как можно видеть, заряженные частицы, которые могли бы быть обеспечивать электрическую проводимость присутствуют, но статичны, т.е. неподвижны в узлах решетки. Поэтому, чтобы электрический ток смог протекать через хлорид натрия, нужно еще и обеспечить «подвижность» ионов, из которых он состоит.

Как известно, для одного и того же вещества наиболее подвижны составляющие его частицы в том случае, когда он находится в жидком, а не в твердом агрегатном состоянии. Поэтому для того, чтобы хлорид натрия смог проводить электрический ток, его необходимо расплавить, т.е. превратить в жидкость. В результате сообщения энергии кристаллу хлорида натрия в виде большого количества теплоты частично разрушаются ионные связи Na⁺Cl⁻ , т.е. происходит диссоциация на свободные подвижные ионы:

Na⁺Cl⁻ ↔ Na⁺ + Cl⁻

Однако, добиться диссоциации хлорида натрия можно не только его плавлением, но также и его растворением в воде. Но каким образом, это становится возможным? Ведь для того чтобы произошло разрушение кристаллической решетки требуется сообщить ей энергию, что и происходило при расплавлении. Откуда же берется энергия на разрушение решетки в случае растворения?

При помещении кристалла NaCl в воду его поверхность подвергается «облепливанию» молекулами воды или гидратации, в результате которой, ионам в структурной решетке сообщается энергия, достаточная для выделения из структурной решетки и «отправления в свободное плавание» в «оболочке» из молекул воды:

или более упрощенно:

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻(участвующие в гидратации кристалла NaCl и ионов молекулы воды не записываются)

Если энергия, выделяющаяся при гидратации кристалла, меньше энергии кристаллической решетки, то его растворение и диссоциация становятся невозможными. Например, поверхность кристалла сульфата бария, помещенного в водную среду, также покрывается молекулами воды, но выделяющаяся в результате этого энергия недостаточна отрыва ионов Ba²⁺ и SO₄^2- из  кристаллической решетки и, как следствие, становится невозможно его растворение (на самом деле возможно, но в крайне малой степени, т.к. абсолютно нерастворимых веществ не бывает).

Аналогичным образом диссоциация осуществляется также гидроксидами металлов. Например:

NaOH = Na⁺ + OH⁻

Помимо веществ ионного строения, электролитически диссоциировать способны также и некоторые вещества молекулярного строения  с ковалентным полярным типом связи, а именно кислоты. Как и в случае ионных соединений, причина образования ионов из электронейтральных молекул кроется в их гидратации. Существование гидратированных ионов энергетически более выгодно, чем существование гидратированных молекул. Например, диссоциация молекулы соляной кислоты выглядит примерно следующим образом:

Гидратация катионов водорода настолько сильна, что можно говорить не просто о катионе водорода, окружённом молекулами воды (как это было с катионами натрия), а о полноценной частице – ионе гидроксония H₃O⁺, содержащей три полноценные ковалентные связи H-О, одна из которых образована по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, уравнение диссоциации соляной кислоты правильнее записывать так:

H₂O + HCl = H₃O⁺ + Cl⁻

Тем не менее, даже в этом случае, чаще всего, уравнение диссоциации соляной кислоты, впрочем, как и любой другой, записывают, игнорируя явное участие в диссоциации кислот молекул воды.

HCl = H⁺ + Cl⁻

Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, например:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄⁻

H₂PO₄⁻ ↔ HPO₄^2- + H⁺

HPO₄^2- ↔ PO₄^3- + H⁺

Таким образом, как мы уже выяснили, к электролитам относят: соли, кислоты и основания.

Для описания способности электролитов к электролитической диссоциации используют  величину, которая называется степенью диссоциации (α).

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциировавших частиц, к общему числу растворенных частиц.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные (α>30%), средней силы (30%> α>3%)  и слабые (α<3%):

Вещества, которые не являются ни кислотами, ни солями, ни гидроксидами, считаются неэлектролитами. К неэлектролитам, например, относятся простые вещества, оксиды, органические вещества (спирты, углеводороды, углеводы, хлорпроизводные углеводородов и т.д.).

Сильные электролиты диссоциируют практически необратимо и в их водных растворах содержание исходных молекул крайне мало:

KOH → K⁺ + OH⁻

Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄^2-.

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Обратимые и необратимые химические реакции

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).

По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.

Однако, условно принято считать, что реагентами в каждом конкретном уравнении обратимой реакции являются те вещества, которые записаны в его левой части, а продуктами – те, что записаны в правой, т.е.:

Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия.

Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается  химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:

Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.

Влияние температуры на состояние равновесия

При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.

Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:

Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.

И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).

Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.

Влияние давления на химическое равновесие

В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.

Т.е. из двух реакций:

изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).

Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:

Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.

Влияние катализатора на химическое равновесие

Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.

Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.

Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия. Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Некоторые химические реакции происходят практически мгновенно (взрыв кислородно-водородной смеси, реакции ионного обмена в водном растворе), вторые — быстро (горение веществ, взаимодействие цинка с кислотой), третьи — медленно (ржавление железа, гниение органических остатков). Известны настолько медленные реакции, что человек их просто не может заметить. Так, например, преобразование гранита в песок и глину происходит в течение тысяч лет.

Другими словами, химические реакции могут протекать с разной скоростью.

Но что же такое скорость реакции? Каково точное определение данной величины и, главное, ее математическое выражение?

Скоростью реакции называют изменение количества вещества за одну единицу времени в одной единице объема. Математически это выражение записывается как:

Где n₁ и n₂ – количество вещества (моль) в момент  времени t₁ и t₂ соответственно в системе объемом V.

То, какой знак плюс или минус (±) будет стоять перед выражением скорости, зависит от того, на изменение количества какого вещества мы смотрим – продукта или реагента.

Очевидно, что в ходе реакции происходит расход реагентов, то есть их количество уменьшается, следовательно, для реагентов выражение (n₂ — n₁) всегда имеет значение меньше нуля. Поскольку скорость не может быть отрицательной величиной, в этом случае перед выражением нужно поставить знак «минус».

Если же мы смотрим на изменение количества продукта, а не реагента, то перед выражением для расчета скорости знак «минус» не требуется, поскольку выражение (n₂ — n₁) в этом случае всегда положительно, т.к. количество продукта в результате реакции может только увеличиваться.

Отношение количества вещества n к объему, в котором это количество вещества находится, называют молярной концентрацией С:

Таким образом, используя понятие молярной концентрации и его математическое выражение, можно записать другой вариант определения скорости реакции:

Скоростью реакции называют изменение молярной концентрации вещества в результате протекания химической реакции за одну единицу времени:

Факторы, влияющие на скорость реакции

Нередко бывает крайне важно знать, от чего зависит скорость той или иной реакции и как на нее повлиять. Например, нефтеперерабатывающая промышленность в буквальном смысле бьется за каждые дополнительные полпроцента продукта в единицу времени. Ведь учитывая огромное количество перерабатываемой нефти, даже полпроцента вытекает в крупную финансовую годовую прибыль. В некоторых же случаях крайне важно какую-либо реакцию замедлить, в частности коррозию металлов.

Так от чего же зависит скорость реакции? Зависит она, как ни странно, от множества различных параметров.

Для того чтобы разобраться в этом вопросе прежде всего давайте представим, что происходит в результате химической реакции, например:

A + B → C + D

Написанное выше уравнение отражает процесс, в котором молекулы веществ А и В, сталкиваясь друг с другом, образуют молекулы веществ С и D.

То есть, несомненно, для того чтобы реакция прошла, как минимум, необходимо столкновение молекул исходных веществ. Очевидно, если мы повысим количество молекул в единице объема, число столкновений увеличится аналогично тому, как возрастет частота ваших столкновений с пассажирами в переполненном автобусе по сравнению с полупустым.

Другими словами, скорость реакции возрастает при увеличении концентрации реагирующих веществ.

В случае, когда один из реагентов или сразу несколько являются газами, скорость реакции увеличивается при повышении давления, поскольку давление газа всегда прямо пропорционально концентрации составляющих его молекул.

Тем не менее, столкновение частиц является, необходимым, но вовсе недостаточным условием протекания реакции. Дело в том, что согласно расчетам, число столкновений молекул реагирующих веществ при их разумной концентрации настолько велико, что все реакции должны протекать в одно мгновение. Тем не  менее, на практике этого не происходит. В чем же дело?

Дело в том, что не всякое соударение молекул реагентов обязательно будет эффективным. Многие соударения являются упругими – молекулы отскакивают друг от друга словно мячи. Для того чтобы реакция прошла, молекулы должны обладать достаточной кинетической энергией. Минимальная энергия, которой должны обладать молекулы реагирующих веществ для того, чтобы реакция прошла, называется энергией активации и обозначается как Е_а. В системе, состоящей из большого количества молекул, существует распределение молекул по энергии, часть из них имеет низкую энергию, часть высокую и среднюю. Из всех этих молекул только у небольшой части молекул энергия превышает энергию активации.

Как известно из курса физики, температура фактически есть мера кинетической энергии частиц, из которых состоит вещество. То есть, чем быстрее движутся частицы, составляющие вещество, тем выше его температура. Таким образом, очевидно, повышая температуру мы по сути увеличиваем кинетическую энергию молекул, в результате чего возрастает доля молекул с энергией, превышающей Е_а и их столкновение приведет к химической реакции.

Факт положительного влияния температуры на скорость протекания реакции еще в 19м веке эмпирически установил голландский химик Вант Гофф. На основании проведенных им исследований он сформулировал правило, которое до сих пор носит его имя, и звучит оно следующим образом:

Скорость любой химической реакции увеличивается в 2-4 раза при повышении температуры на 10 градусов.

Математическое отображение данного правила записывается как:

где V₂ и V₁ – скорость при температуре t₂ и t₁ соответственно, а γ – температурный коэффициент реакции, значение которого чаще всего лежит в диапазоне от 2 до 4.

Часто скорость многих реакций удается повысить, используя катализаторы.

Катализаторы – вещества, ускоряющие протекание какой-либо реакции и при этом не расходующиеся.

Но каким же образом катализаторам удается повысить скорость реакции?

Вспомним про энергию активации E_a . Молекулы с энергией меньшей, чем энергия активации в отсутствие катализатора друг с другом взаимодействовать не могут. Катализаторы, изменяют путь, по которому протекает реакция подобно тому, как опытный проводник проложит маршрут экспедиции не напрямую через гору, а с помощью обходных троп, в результате чего даже те спутники, которые не имели достаточно энергии для восхождения на гору, смогут перебраться на другую ее сторону.

Не смотря на то что катализатор при проведении реакции не расходуется, тем не менее он принимает в ней активное участие, образуя промежуточные соединения с реагентами, но к концу реакции возвращается к своему изначальному состоянию.

Кроме указанных выше факторов, влияющих на скорость реакции, если между реагирующими веществами есть граница раздела (гетерогенная реакция), скорость реакции будет зависеть также и от площади соприкосновения реагентов. Например, представьте себе гранулу металлического алюминия, которую бросили в пробирку с водным раствором соляной кислоты. Алюминий – активный металл, который способен реагировать с кислотами неокислителями. С соляной кислотой уравнение реакции выглядит следующим образом:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑

Алюминий представляет собой твердое вещество, и это значит, что реакция с соляной кислотой идет только на его поверхности. Очевидно, что если мы увеличим площадь поверхности, предварительно раскатав гранулу алюминия в фольгу, мы тем самым предоставим большее количество доступных для реакции с кислотой атомов алюминия. В результате этого скорость реакции увеличится. Аналогичным образом увеличения поверхности твердого вещества можно добиться измельчением его в порошок.

Также на скорость гетерогенной реакции, в которой реагирует твердое вещество с газообразным или жидким, часто положительно влияет перемешивание, что связано с тем, что в результате перемешивания достигается удаление из зоны реакции скапливающихся молекул продуктов реакции и «подносится» новая порция молекул реагента.

Последним следует отметить также огромное влияние на скорость протекания реакции и природы реагентов. Например, чем ниже в таблице Менделеева находится щелочной металл, тем быстрее он реагирует с водой, фтор среди всех галогенов наиболее быстро реагирует с газообразным водородом и т.д.

Резюмируя все вышесказанное, скорость реакции зависит от следующих факторов:

1) концентрация реагентов: чем выше, тем больше скорость реакции.

2) температура: с ростом температуры скорость любой реакции увеличивается.

3) площадь соприкосновения реагирующих веществ: чем больше площадь контакта реагентов, тем выше скорость реакции.

4) перемешивание, если реакция происходит меду твердым веществом и жидкостью или газом перемешивание может ее ускорить.

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты.

По признаку выделения или поглощения теплоты различают экзотермические и эндотермические реакции.

Экзотермические реакции – такие реакции, в ходе которых тепло выделяется (+Q).

Эндотермические реакции – реакции, при протекании которых тепло поглощается (-Q).

Тепловым эффектом реакции (Q) называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается при взаимодействии определенного количества исходных реагентов.

Термохимическим уравнением называют уравнение, в котором указан тепловой эффект химической реакции. Так, например, термохимическими являются уравнения:

Также следует отметить, что термохимические уравнения в обязательном порядке должны включать информацию об агрегатных состояниях реагентов и продуктов, поскольку от этого зависит значение теплового эффекта.

Расчеты теплового эффекта реакции

Пример типовой задачи на нахождение теплового эффекта реакции:

При взаимодействии 45 г глюкозы с избытком кислорода в соответствии с уравнением

C₆H₁₂O_6(тв.) + 6O_2(г) = 6CO_2(г) + 6H₂O(г) + Q

выделилось 700 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции. (Запишите число с точностью до целых.)

Решение:

Рассчитаем количество вещества глюкозы:

n(C₆H₁₂O₆) = m(C₆H₁₂O₆) / M(C₆H₁₂O₆) = 45 г / 180 г/моль = 0,25 моль

Т.е. при взаимодействии 0,25 моль глюкозы с кислородом выделяется 700 кДж теплоты. Из представленного в условии термохимического уравнения следует, что при взаимодействии 1 моль глюкозы с кислородом образуется количество теплоты, равное Q (тепловой эффект реакции). Тогда верна следующая пропорция:

0,25 моль глюкозы — 700 кДж

1 моль глюкозы — Q

Из этой пропорции следует соответствующее ей уравнение:

0,25 / 1 = 700 / Q

Решая которое, находим, что:

Q = 2800 кДж

Таким образом, тепловой эффект реакции составляет 2800 кДж.

Расчёты по термохимическим уравнениям

Намного чаще в заданиях ЕГЭ по термохимии значение теплового эффекта уже известно, т.к. в условии дается полное термохимическое уравнение.

Рассчитать в таком случае требуется либо количество теплоты, выделяющееся/поглощающееся при известном количестве реагента или продукта, либо же, наоборот, по известному значению теплоты требуется определить массу, объем или количество вещества какого-либо фигуранта реакции.

Пример 1

В соответствии с термохимическим уравнением реакции

3Fe₃O_4(тв.) + 8Al_(тв.) = 9Fe_(тв.) + 4Al₂O_3(тв.) + 3330 кДж

образовалось 68 г оксида алюминия. Какое количество теплоты при этом выделилось? (Запишите число с точностью до целых.)

Решение

Рассчитаем количество вещества оксида алюминия:

n(Al₂O₃) = m(Al₂O₃) / M(Al₂O₃) = 68 г / 102 г/моль = 0,667 моль

В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 4 моль оксида алюминия выделяется 3330 кДж. В нашем же случае образуется 0,6667 моль оксида алюминия. Обозначив количество теплоты, выделившейся при этом, через x кДж составим пропорцию:

4 моль Al₂O₃ — 3330 кДж

0,667 моль Al₂O₃ — x кДж

Данной пропорции соответствует уравнение:

4 / 0,667 = 3330 / x

Решая которое, находим, что x = 555 кДж

Т.е. при образовании 68 г оксида алюминия в соответствии с термохимическим уравнением в условии выделяется 555 кДж теплоты.

Пример 2

В результате реакции, термохимическое уравнение которой

4FeS₂(тв.) + 11O₂(г) = 8SO_2(г) + 2Fe₂O_3(тв.) + 3310 кДж

выделилось 1655 кДж теплоты. Определите объем (л) выделившегося диоксида серы (н.у.). (Запишите число с точностью до целых.)

Решение

В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 8 моль SO₂ выделяется 3310 кДж теплоты. В нашем же случае выделилось 1655 кДж теплоты. Пусть количество вещества SO₂, образовавшегося при этом, равняется x моль. Тогда справедливой является следующая пропорция:

8 моль SO₂ — 3310 кДж

x моль SO₂ — 1655 кДж

Из которой следует уравнение:

8 / х = 3310 / 1655

Решая которое, находим, что:

x = 4 моль

Таким образом, количество вещества SO₂, образовавшееся при этом, составляет 4 моль. Следовательно, его объем равен:

V(SO₂) = V_m ∙ n(SO₂) = 22,4 л/моль ∙ 4 моль = 89,6 л ≈ 90 л (округляем до целых, т.к. это требуется в условии.)

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Классификация химических реакций на основании их признаков.

Классификация химических реакций в органической химии:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/