Неорганическая химия химия элементов

СЕРА

Размещение электронов по уровням и подуровням

1s22p22p63s23p4

Размещение электронов по орбиталям(последний слой)

Степеньокисления

Валентность

+2

II

+4

IV

+6

VI

Получение

1. 2H2S + O2® 2S + 2H2O

2. 2H2S + SO2® 3S + 2H2O

Химические свойства

Окислительные свойства серы (S0+ 2ē ®S-2)

3. Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания 2Na + S ® Na2S

4. c остальными металлами (кроме Au, Pt) — при повышенной t°2Al + 3S –® Al2S3Zn + S –® ZnS

5. С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения H2 + S ® H2S2P + 3S ® P2S3C + 2S ® CS2

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями: (S — 2ē ®S+2; S — 4ē ®S+4; S — 6ē ®S+6)

6. S + O2® S+4O2

7. 2S + 3O2;pt® 2S+6O3

8. c галогенами (кроме йода):S + Cl2® S+2Cl2

9. c кислотами — окислителями:S + 2H2SO4(конц)® 3S+4O2 + 2H2OS + 6HNO3(конц)® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

10. 3S0 + 6KOH ® K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

11. сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия: S0 + Na2S+4O3® Na2S2O3тиосульфат натрия

СЕРОВОДОРОД

Получение

12. H2 + S ¨ H2S

13. FeS + 2HCl ® FeCl2 + H2S

14. Химические свойства

15. Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота:H2S « H+ + HS-« 2H+ + S2-

16. Взаимодействует с основаниями:H2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O

17. H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства:H2S-2 + Br2® S0 + 2HBrH2S-2 + 2FeCl3® 2FeCl2 + S0 + 2HClH2S-2 + 4Cl2 + 4H2O ® H2S+6O4 + 8HCl3H2S-2 + 8HNO3(конц) ® 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2OH2S-2 + H2S+6O4(конц)® S0 + S+4O2 + 2H2O(при нагревании реакция идет по — иному:H2S-2 + 3H2S+6O4(конц) –® 4S+4O2 + 4H2O)

18. Сероводород окисляется:при недостатке O22H2S-2 + O2® 2S0 + 2H2Oпри избытке O22H2S-2 + 3O2® 2S+4O2 + 2H2O

19. Серебро при контакте с сероводородом чернеет:4Ag + 2H2S + O2® 2Ag2S + 2H2O

20. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды — образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:H2S + Pb(NO3)2® PbS¯ + 2HNO3Na2S + Pb(NO3)2® PbS¯ + 2NaNO3Pb2+ + S2- ® PbS¯PbS + 4H2O2® PbSO4(белый) + 4H2O

Сульфиды

Получение

21. Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:Hg + S ® HgS

22. Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:H2S + 2KOH ® K2S + 2H2O

23. Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:CdCl2 + Na2S ® 2NaCl + CdS¯Pb(NO3)2 + Na2S ® 2NaNO3 + PbS¯ZnSO4 + Na2S ® Na2SO4 + ZnS¯MnSO4 + Na2S ® Na2SO4 + MnS¯2SbCl3 + 3Na2S ® 6NaCl + Sb2S3¯SnCl2 + Na2S ® 2NaCl + SnS¯

Химические свойства

24. Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:K2S + H2O « KHS + KOHS2- + H2O « HS- + OH-

25. Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:ZnS + H2SO4® ZnSO4 + H2SHgS + H2SO4 –®

26. Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:FeS2 + 8HNO3® Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O

27. Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:Na2S + nS ® Na2Sn+1 (1 £ n £ 5)

28. Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:2Na2S2 + 3O2® 2Na2S2O3

Оксид серы IV — SO2(сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1VH2O растворяется 40VSO2 при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

29. При сжигании серы в кислороде:S + O2® SO2

30. Окислением сульфидов:4FeS2 + 11O2® 2Fe2O3 + 8SO2

31. Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2 + H2O

32. При окислении металлов концентрированной серной кислотой:Cu + 2H2SO4(конц)® CuSO4 + SO2 + 2H2O

Химические свойства

33. Сернистый ангидрид — кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)SO2 + H2O « H2SO3 ¬K1® H+ + HSO3- ¬K2® 2H+ + SO32-K1 = ([H+] • [HSO3-]) / [H2SO3] = 1,6 • 10-2K2 = ([H+] • [SO32-]) / [HSO3-] = 1,3 • 10-7

34. H2SO3 образует два ряда солей — средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).Ba(OH)2 + SO2® BaSO3¯(сульфит бария) + H2OBa(OH)2 + 2SO2® Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)

35. Реакции окисления (S+4 – 2ē ® S+6)SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

36. Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:2Na2SO3 + O2® 2Na2SO4; 2SO32- + O2® 2SO42-

37. Реакции восстановления (S+4 + 4ē ® S0)SO2 + С –® S + СO2SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O

Оксид серы VI — SO3(серный ангидрид)

Получение

38. 2SO2 + O2 ¬кат;450°C® 2SO3

39. Fe2(SO4)3® Fe2O3 + 3SO3

Химические свойства

Серный ангидрид — кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:SO3 + H2O®H2SO4«H+ + HSO4-« 2H+ + SO42-

H2SO4 образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):2NaOH + SO3®Na2SO4 + H2ONaOH + SO3®NaHSO4

СЕРНАЯ КИСЛОТА

40. разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:Zn0 + H2+1SO4(разб)® Zn+2SO4 + H2O

41. концентрированная H2+6SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt)2Ag0 + 2H2+6SO4® Ag2+1SO4 + S+4O2 + 2H2O8Na0 + 5H2+6SO4® 4Na2+1SO4 + H2S-2 + 4H2O

42. С0 + 2H2S+6O4(конц)® C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O

43. S0 + 2H2S+6O4(конц)® 3S+4O2 + 2H2O

44. 2P0 + 5H2S+6O4(конц) ® 5S+4O2 + 2H3P+5O4 + 2H2O

45. с основными оксидами:CuO + H2SO4® CuSO4 + H2OCuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O

46. с гидроксидами:H2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2OH+ + OH- ® H2OH2SO4 + Cu(OH)2® CuSO4 + 2H2O2H+ + Cu(OH)2® Cu2+ + 2H2O

47. обменные реакции с солями:BaCl2 + H2SO4® BaSO4¯ + 2HClBa2+ + SO42-® BaSO4¯

АЗОТ

Получение

48. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:NH4NO2® N2 + 2H2O

Химические свойства

Восстановитель N20® 2N+2

49. Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С), во время грозы)N20 + O2« 2N+2O

Окислитель N20® 2N-3

50. c водородом (500°С, kat, p)N20 + 3H2« 2N-3HЗ

51. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)6Li + N20® 2LiЗN-33Mg + N20® MgЗN2-3

АММИАК NH3

Получение

52. Промышленный способ (p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).N2 + 3H2® 2NH3

53. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.2NH4Cl + Ca(OH)2® CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O(NH4)2SO4 + 2KOH –® K2SO4 + 2NH3 + 2Н2O

Химические свойства

54. NH3 + Н2O « NH4OH « NH4+ + OH-

55. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.NH3 + HCl ® NH4Cl2NH3 + H2SO4® (NH4)2SO4NH3 + H2O + CO2® NH4HCO3

56. Разложение при нагревании2N-3H3 ¬® N20 + 3H2

57. Горение в кислородеa) без катализатора4N-3H3 + 3O2= 2N20 + 6Н2Ob) каталитическое окисление ( kat = Pt )4N-3H3 + 5O2®=4N+2O + 6Н2O

58. Восстановление оксидов некоторых металлов3Cu+2O + 2N-3H3=3Cu0 + N20 + 3Н2O

СОЛИ АММОНИЯ

Получение

59. Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.NH3 + HNO3® NH4NO3(нитрат аммония)2NH4OH + H2SO4® (NH4)2SO4(cульфат аммония) + 2Н2O

Химические свойства

60. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)NH4Cl =NH4+ + Cl-

61. Разложение при нагревании.a) если кислота летучаяNH4Cl ¬= NH3 + HClNH4HCO3 =NH3 + Н2O + CO2b) если анион проявляет окислительные свойстваNH4NO3® N2O + 2Н2O(NH4)2Cr2O7® N2 + Cr2O3 + 4Н2O

62. С кислотами и солями (реакция обмена)(NH4)2CO3 + 2НCl ® 2NH4Cl + Н2O + CO22NH4++ CO32- + 2H+ + 2Cl-® 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2CO32- + 2H+® Н2O + CO2(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2® BaSO4¯ + 2NH4NO32NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3-® BaSO4¯ + 2NH4+ + 2NO3-Ba2+ + SO42-® BaSO4¯

63. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:NH4Cl + Н2O =NH4OH + HClNH4+ + Н2O = NH4OH + H+

64. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH4+)NH4Cl + NaOH –® NaCl + NH3 + Н2O

Оксид азота (I) N2+1Oзакись азота, «веселящий газ»

Получение

65. NH4NO3® N2O + 2Н2O

Химические свойства

66. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:2N2+1O –® 2N20 + O20

67. поэтому он поддерживает горение и является окислителемС водородом:N2+1O + H2® N20 + Н2O

Оксид азота (II) N+2O окись азота

Получение

68. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)4NH3 +5O2® 4NO + 6H2O

69. 3Cu + 8HNO3(разб.)® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

70. N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

71. Легко окисляется кислородом и галогенами2NO + O2® 2NO22NO + Cl2® 2NOCl(хлористый нитрозил)

72. Окислитель2N+2O + 2S+4O2® 2S+6O3 + N20

Оксид азота (III) N2+3O3 азотный ангидрид

Получение

73. NO2 + NO « N2O3

Химические свойства

74. Все свойства кислотных оксидов.N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O

Оксидазота (IV) N+4O2 двуокисьазота, диоксидазота

Получение

75. 2NO + O2® 2NO2

76. Cu + 4HNO3(конц.)® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

77.

Химическиесвойства

78. Кислотный оксидс водой2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO24NO2 + 2H2O + O2® 4HNO3со щелочами2NO2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O

79. ОкислительN+4O2 + S+4O2® S+6O3 + N+2O

80. Димеризация2NO2(бурый газ)« N2O4(бесцветная жидкость)

Оксид азота (V) N2+5O5азотный ангидрид

Получение

81. 2NO2 + O3® N2O5 + O2

82. 2HNO3 +P2O5® 2HPO3 + N2O5

Химические свойства

83. Кислотный оксидN2O5 + H2O ® 2HNO3

84. Легко разлагается (при нагревании — со взрывом):2N2O5® 4NO2 + O2

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА NO2

Получение

85. AgNO2 + HCl ® HNO2 + AgCl¯

Химические свойства

86. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:HNO2 + NaOH ® NaNO2 + H2O

87. Разлагается при нагревании:3HNO2® HNO3 + 2NO + H2O

88. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)2KNO2 + 2KI + 2H2SO4® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O2I- — 2ē ® I20 1NO2-+ 2H+ + 1ē ® NO + H2O 22I- + 2NO2- + 4H+ ® I20 + 2NO + 2H2O

89. Сильный восстановитель:HNO2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HCl

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3

Получение

90. Лабораторный способKNO3 + H2SO4(конц) –® KHSO4 + HNO3

91. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO4NH3 + 5O2500°,Pt® 4NO + 6H2Ob) Окисление кислородом воздуха NO до NO22NO + O2® 2NO2c) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода4NO2 + О2 + 2H2O « 4HNO3

Химические свойства

92. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:HNO3« H+ + NO3-

93. с основными оксидамиCuO + 2HNO3® Cu(NO3)2 + H2OCuO + 2H+ + 2NO3-® Cu2+ + 2NO3- + H2Oили CuO + 2H+® Cu2+ + H2O

94. с основаниямиHNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2OH+ + NO3- + Na+ + OH-® Na+ + NO3- + H2Oили H+ + OH-® H2O

95. вытесняет слабые кислоты из их солей2HNO3 + Na2CO3® 2NaNO3 + H2O + CO22H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32-® 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO22H+ + СO32-® H2O + CO2

Специфические свойства азотной кислоты

96. Разлагается на свету и при нагревании4HNO3t°,hn® 2H2O + 4NO2 + O2

97. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водородметалл + HNO3® соль азотной кислоты + вода + газ

98. Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:S0 + 6HNO3(конц)® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2OB0 + 3HNO3® H3B+3O3 + 3NO23P0 + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Реакции разложения нитратов при нагревании

99. Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:2NaNO3® 2NaNO2 + O2

100. Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:2Mg(NO3)2® 2MgO + 4NO2 + O22Cu(NO3)2® 2CuO + 4NO2 + O2

101. Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

102. Hg(NO3)2® Hg + 2NO2 + O22AgNO3® 2Ag + 2NO2 + O2

103. Нитрат аммония разлагаются до N2ONH4NO3® N2O + 2H2O

ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Электронная конфигурация 1S22S22P63S23P3

Получение

104. Красный и черный фосфор получают из белого. Белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи):Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C –® 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Химические свойства.

105. Реакции с кислородом:4P0 + 5O2® 2P2+5O5(при недостатке кислорода: P0 + 3O2® 2P2+3O3)

106. С галогенами и серой:2P + 3Cl2® 2PCl32P + 5Cl2® 2PCl52P + 5S –® P2S5(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HClPCl5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl)

107. С азотной кислотой:3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O® 3H3P+5O4 + 5N+2O

108. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления — 3:2P0 + 3Mg ® Mg3P2-3(фосфид магния легко разлагается водойMg3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3(фосфин))3Li + P ® Li3P-3

109. Со щелочью:4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3 + 3NaH2PO2

Фосфин PH3

Получение

110. Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина:Ca3P2 + 6HCl® 3CaCl2 + 2PH3Ca3P2-3 + 6H2O® 3Ca(OH)2+ 2P-3H3

Химические свойства.

111. Разлагается при нагревании:2PH3® 2P + 3H2

112. Проявляет слабые основные свойства:PH3 + HI ® [PH4]+I-йодистый фосфоний менее устойчивый, чем соли аммония.

Фосфористый ангидрид(оксид фосфора (III)) P2O3

Получение

113. Окисление фосфора при недостатке кислорода4P + 3O2® 2P2O3

Химические свойства

114. Все свойства кислотных оксидов.P2O3 + 3H2O® 2H3PO3

115. Сильный восстановительO2+ P2+3O3® P2+5O5

Фосфорный ангидрид (оксид фосфора (V)) P2O5

Получение

116. 4P + 5O2 ® 2P2O5



Страницы: Первая | 1 | 2 | 3 | Вперед → | Последняя | Весь текст