Ämne nr. 3. KEMISKA EGENSKAPER HOS ICKE-METALLER

Planen

1. Grundläggande kemiska egenskaper hos icke-metaller.

2.Oxider av icke-metalliska grundämnen.

3. Distribution av icke-metalliska grundämnen i naturen.

4.Användning av icke-metaller.

1. Grundläggande kemiska egenskaper hos icke-metaller

Icke-metaller (förutom inerta gaser) är kemiskt aktiva substanser.

I reaktioner med metaller lägger atomer av icke-metalliska element till elektroner, och i reaktioner med icke-metaller bildar de gemensamma elektronpar.

Elektronegativitetsserien hjälper till att ta reda på vilken atom de delade elektronparen är förskjutna till:

F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si

elektronegativiteten minskar

1. Interaktion mellan icke-metaller och metaller:

2Mg + O2 = 2MgO (magnesiumoxid)

6Li + N2 = 2Li3N (litiumnitrid)

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (aluminiumklorid)

Ca + H2 = CaH2 (kalciumhydrid)

Fe + S = FeS (ferum(II)sulfid)

När icke-metaller interagerar med metaller bildas binära föreningar med joniska kemiska bindningar.

2 . Interaktion mellan icke-metaller och syre:

C + O 2 = CO 2 (kol(IV)oxid)

S + O 2 = SO 2 (c svavel (IV) oxid)

Produkterna av interaktionen mellan icke-metaller och syre är binära föreningar med en polär kovalent bindning oxider , där syre har ett oxidationstillstånd- 2.

3. Interaktion mellan icke-metaller och väte:

H2+Cl2 = 2HCl (väteklorid eller väteklorid)

H2+S=H2 S (vätesulfid eller vätesulfid)

När icke-metaller interagerar med väte, bildas flyktiga (gasformiga eller flytande) binära föreningar med en kovalent polär bindning.

4. Interaktion mellan icke-metaller och andra icke-metaller:

C + 2S = CS 2 (kol(IV)sulfid)

Si + 2Cl2 = SiCl4 (kisel(IV)klorid)

Produkterna av interaktionen mellan två icke-metaller är ämnen med olika aggregationstillstånd som har en kovalent typ av kemisk bindning.

1. Oxider av icke-metalliska grundämnen

Oxider av icke-metalliska element är indelade i:

a) saltbildande (deras majoritet) och

b) icke-saltbildande(CO, NO, N2O, H2O).

Bland oxiderna finns gasformiga ämnen (CO, CO 2,S02 ), fasta ämnen (P 205), vätskor (H2O, Cl2O7).

I alla oxider utan undantag har atomerna av icke-metalliska grundämnen kopplade till syrepositiva oxidationstillstånd.

De flesta oxider av icke-metalliska grundämnen surt . De interagerar:

• med vatten med bildandet av syror,
• med basiska och amfotära oxidermed bildning av salter,
• med baser och amfotära hydroxidermed bildning av salter och vatten.

1. Distribution av icke-metalliska grundämnen i naturen

Icke-metaller vanligarei naturen än metaller.

Luftens sammansättning inkluderar: kväve, syre, inerta gaser.

Avlagringar av inhemskt svavel i Karpaterna är bland de största i världen.

Den industriella fyndigheten av grafit i Ukraina är Zavalevskoe-fyndigheten, vars råmaterial används av Mariupol Graphite Combine.

I Zhytomyr-regionen, i Volyn, har fyndigheter av stenar som kan innehålla diamanter upptäckts, men kommersiella fyndigheter har ännu inte upptäckts.

Atomer av icke-metalliska element bildar olika komplexa ämnen, bland vilka oxider och salter dominerar.

1. Applicering av icke-metaller

Syre:

Andningsprocesser

Förbränning,

Metabolism och energi

Metalltillverkning.

Väte:

Ammoniakproduktion,

Kloridsyra,

Metanol,

Omvandling av flytande fetter till fasta,

Svetsning och skärning av eldfasta metaller,

Återvinning av metaller från malmer.

Svavel:

Beredning av sulfatsyra,

Att göra gummi av gummi,

Tillverkning av tändstickor,

svartkrut,

Tillverkning av läkemedel.

Bor:

Komponent av neutronabsorberande material i kärnreaktorer,

Skydd av stålproduktytor från korrosion,

Inom halvledarteknik,

Tillverkning av termisk energiomvandlare till elektrisk energi.

Kväve:

Gasformig:

För framställning av ammoniak,

För att skapa en inert miljö vid svetsning av metaller,

I vakuuminstallationer,

Elektriska lampor,

Flytande:

Som köldmedium i kylsystem,

Medicin.

Fosfor:

Vit - för produktion av röd fosfor,

Röd - för tillverkning av tändstickor.

Kisel:

I elektronik och elektroteknikför tillverkning av:

System,

dioder,

Transistorer,

Fotoceller,

För tillverkning av legeringar.

Klor:

Produktion av kloridsyra,

Organiska lösningsmedel,

Mediciner,

Monomerer för plasttillverkning,

blekmedel,

Som desinfektionsmedel.

Kol:

Diamant:

Tillverkning av borr- och skärverktyg,

slipande material,

Smycken,

Grafit:

Gjuteri, metallurgisk, radioteknisk produktion,

Tillverkning av batterier,

Inom olje- och gasindustrin för borrning,

Tillverkning av rostskyddsbeläggningar,

Spackel som minskar friktionen,

Adsorption.

Adsorption förmågan hos vissa ämnen (särskilt kol) att hålla kvar partiklar av andra ämnen (gas eller löst ämne) på sin yta.

Dess användning inom medicin för medicinska ändamål är baserad på adsorptionsförmågan hos kol. Dessa är tabletter eller kapslar av aktivt kol. De används internt för förgiftning.

För att återställa adsorbentens förmåga att adsorbera och avlägsna det adsorberade ämnet är uppvärmning tillräcklig.

Adsorptionskapaciteten för kol användes av M.D. Zelinsky i kolgasmasken som han uppfann 1915 - ett sätt för individuellt skydd av andningsorganen, ansiktet och ögonen hos en person från exponering för skadliga ämnen. 1916 etablerades industriell produktion av gasmasker, vilket räddade livet på hundratusentals soldater under första världskriget. En förbättrad gasmask används än idag.

Läxa

Skriv reaktionen av interaktion: a) kisel med syre; b) kisel med väte; c) zink med klor; d) fosfor med klor. Namnge de erhållna föreningarna.

Salt19 Salt

1. Metall + Icke-metall. Inerta gaser kommer inte in i denna interaktion. Ju högre elektronegativitet en icke-metall har, desto fler metaller kommer den att reagera med. Till exempel reagerar fluor med alla metaller, och väte reagerar endast med aktiva. Ju längre till vänster en metall befinner sig i metallaktivitetsserien, desto fler icke-metaller kan den reagera med. Till exempel reagerar guld bara med fluor, litium - med alla icke-metaller.

2. Icke-metall + icke-metall. I detta fall fungerar en mer elektronegativ icke-metall som ett oxidationsmedel, och en mindre elektronegativ icke-metall fungerar som ett reduktionsmedel. Ickemetaller med liknande elektronegativitet interagerar dåligt med varandra, till exempel är interaktionen av fosfor med väte och kisel med väte praktiskt taget omöjlig, eftersom jämvikten mellan dessa reaktioner skiftas mot bildandet av enkla ämnen. Helium, neon och argon reagerar inte med icke-metaller; andra inerta gaser kan reagera med fluor under svåra förhållanden. Syre interagerar inte med klor, brom och jod. Syre kan reagera med fluor vid låga temperaturer.

3. Metall + syraoxid. Metallen reducerar icke-metallen från oxiden. Överskottsmetallen kan sedan reagera med den resulterande icke-metallen. Till exempel:

2Mg + SiO2 = 2MgO + Si (med magnesiumbrist)

2Mg + SiO2 = 2MgO + Mg2Si (med överskott av magnesium)

4. Metall + syra. Metaller som finns i spänningsserien till vänster om väte reagerar med syror för att frigöra väte.

Undantaget är oxiderande syror (koncentrerat svavel och eventuell salpetersyra), som kan reagera med metaller som finns i spänningsserien till höger om väte i reaktionerna, väte frigörs inte, utan vatten och syarreduktionsprodukten erhålls.

Det är nödvändigt att uppmärksamma det faktum att när en metall reagerar med ett överskott av en flerbasisk syra, kan ett surt salt erhållas: Mg + 2H 3 PO 4 = Mg(H 2 PO 4) 2 + H 2.

Om produkten av interaktionen mellan en syra och en metall är ett olösligt salt, passiveras metallen, eftersom metallens yta skyddas av det olösliga saltet från syrans verkan. Till exempel effekten av utspädd svavelsyra på bly, barium eller kalcium.

5. Metall + salt. I lösning Denna reaktion involverar metaller som är i spänningsserien till höger om magnesium, inklusive magnesium självt, men till vänster om metallsaltet. Om metallen är mer aktiv än magnesium, reagerar den inte med salt, utan med vatten för att bilda en alkali, som sedan reagerar med salt. I detta fall måste det ursprungliga saltet och det resulterande saltet vara lösligt. Den olösliga produkten passiverar metallen.

Det finns dock undantag från denna regel:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Eftersom järn har ett mellanliggande oxidationstillstånd reduceras dess salt i det högsta oxidationstillståndet lätt till ett salt i det mellanliggande oxidationstillståndet, vilket oxiderar ännu mindre aktiva metaller.

I smälter ett antal metallpåkänningar är inte effektiva. Att avgöra om en reaktion mellan ett salt och en metall är möjlig kan endast göras med termodynamiska beräkningar. Till exempel kan natrium ersätta kalium från en kaliumkloridsmälta, eftersom kalium är mer flyktigt: Na + KCl = NaCl + K (denna reaktion bestäms av entropifaktorn). Å andra sidan erhölls aluminium genom förträngning från natriumklorid: 3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al. Denna process är exoterm och bestäms av entalpifaktorn.

Det är möjligt att saltet sönderdelas vid upphettning, och produkterna av dess nedbrytning kan reagera med metallen, till exempel aluminiumnitrat och järn. Aluminiumnitrat sönderdelas när det värms upp till aluminiumoxid, kväveoxid (IV) och syre, syre och kväveoxid kommer att oxidera järn:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metall + basisk oxid. Precis som i smälta salter bestäms möjligheten för dessa reaktioner termodynamiskt. Aluminium, magnesium och natrium används ofta som reduktionsmedel. Till exempel: 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe exoterm reaktion, entalpifaktor 2Al + 3Rb2O = 6Rb + Al2O3 (flyktigt rubidium, entalpifaktor).

7. Icke-metall + basisk oxid. Det finns två alternativ här: 1) icke-metall – reduktionsmedel (väte, kol): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) icke-metall – oxidationsmedel (syre, ozon, halogener): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.

8. Icke-metall + bas. Som regel sker reaktionen mellan en icke-metall och en alkali Inte alla icke-metaller kan reagera med alkalier: du måste komma ihåg att halogener (på olika sätt beroende på temperatur), svavel (vid uppvärmning), kisel, fosfor. gå in i denna interaktion.

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (i kyla)

6KOH + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3H2O (i het lösning)

6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

2KOH + Si + H2O = K2SiO3 + 2H2

3KOH + 4P + 3H2O = PH3 + 3KPH2O2

9. Icke-metall + syraoxid. Det finns också två alternativ här:

1) icke-metall - reduktionsmedel (väte, kol):

CO2 + C = 2CO;

2N02 + 4H2 = 4H2O + N2;

Si02 + C = CO2 + Si. Om den resulterande icke-metallen kan reagera med metallen som används som reduktionsmedel, kommer reaktionen att gå längre (med ett överskott av kol) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC

2) icke-metall - oxidationsmedel (syre, ozon, halogener):

2CO + O 2 = 2CO 2.

CO + Cl2 = COCl2.

2NO + O2 = 2NO2.

10. Sur oxid + basisk oxid. Reaktionen sker om det resulterande saltet existerar i princip. Till exempel kan aluminiumoxid reagera med svavelsyraanhydrid för att bilda aluminiumsulfat, men kan inte reagera med koldioxid eftersom motsvarande salt inte finns.

11. Vatten + basisk oxid. Reaktionen är möjlig om ett alkali bildas, det vill säga en löslig bas (eller svagt löslig, i fallet med kalcium). Om basen är olöslig eller svagt löslig sker den omvända reaktionen av sönderdelning av basen till oxid och vatten.

12. Basisk oxid + syra. Reaktionen är möjlig om det resulterande saltet existerar. Om det resulterande saltet är olösligt kan reaktionen passiveras på grund av blockering av syratillgången till oxidytan. Vid överskott av flerbasisk syra är bildningen av ett surt salt möjlig.

13. Syraoxid + bas. Vanligtvis sker reaktionen mellan en alkali och en sur oxid. Om den sura oxiden motsvarar en flerbasisk syra kan ett surt salt erhållas: CO 2 + KOH = KHCO 3 .

Sura oxider, motsvarande starka syror, kan också reagera med olösliga baser.

Ibland reagerar oxider motsvarande svaga syror med olösliga baser, vilket kan resultera i ett medel- eller basiskt salt (som regel erhålls ett mindre lösligt ämne): 2Mg(OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Sur oxid + salt. Reaktionen kan ske i en smälta eller i lösning. I smältan tränger mindre flyktig oxid undan desto mer flyktig oxid från saltet. I lösning ersätter oxiden som motsvarar den starkare syran oxiden som motsvarar den svagare syran. Till exempel, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2, i riktning framåt sker denna reaktion i smältan, koldioxid är mer flyktig än kiseloxid; i motsatt riktning sker reaktionen i lösning, kolsyra är starkare än kiselsyra och kiseloxid fälls ut.

Det är möjligt att kombinera en sur oxid med sitt eget salt, till exempel kan dikromat erhållas från kromat och disulfat från sulfat och disulfit från sulfit:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

För att göra detta måste du ta ett kristallint salt och ren oxid, eller en mättad saltlösning och ett överskott av sur oxid.

I lösning kan salter reagera med sina egna sura oxider och bilda sura salter: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3

15. Vatten + syraoxid. Reaktionen är möjlig om en löslig eller svagt löslig syra bildas. Om syran är olöslig eller svagt löslig sker en omvänd reaktion, sönderdelningen av syran till oxid och vatten. Till exempel kännetecknas svavelsyra av en reaktion av produktion från oxid och vatten, sönderdelningsreaktionen sker praktiskt taget inte, kiselsyra kan inte erhållas från vatten och oxid, men den sönderdelas lätt till dessa komponenter, men kol- och svavelsyra kan delta i både direkta och omvända reaktioner.

16. Bas + syra. En reaktion inträffar om minst en av reaktanterna är löslig. Beroende på förhållandet mellan reagensen kan medium, sura och basiska salter erhållas.

17. Bas + salt. Reaktionen sker om båda utgångsämnena är lösliga, och minst en icke-elektrolyt eller svag elektrolyt (fällning, gas, vatten) erhålls som en produkt.

18. Salt + syra. Som regel uppstår en reaktion om båda utgångsämnena är lösliga, och minst en icke-elektrolyt eller svag elektrolyt (fällning, gas, vatten) erhålls som en produkt.

En stark syra kan reagera med olösliga salter av svaga syror (karbonater, sulfider, sulfiter, nitriter), och en gasformig produkt frigörs.

Reaktioner mellan koncentrerade syror och kristallina salter är möjliga om en mer flyktig syra erhålls: till exempel kan väteklorid erhållas genom inverkan av koncentrerad svavelsyra på kristallin natriumklorid, vätebromid och vätejodid - genom inverkan av ortofosforsyra på motsvarande salter. Du kan agera med en syra på ditt eget salt för att få ett surt salt, till exempel: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba(HSO 4) 2.

19. Salt + salt. Som regel sker en reaktion om båda utgångsämnena är lösliga, och minst en icke-elektrolyt eller svag elektrolyt erhålls som en produkt.

Låt oss ägna särskild uppmärksamhet åt de fall då ett salt bildas, vilket visas med ett streck i löslighetstabellen. Det finns 2 alternativ här:

1) salt finns inte pga irreversibelt hydrolyserar . Dessa är de flesta karbonater, sulfiter, sulfider, silikater av trevärda metaller, samt några salter av tvåvärda metaller och ammonium. Trevärda metallsalter hydrolyseras till motsvarande bas och syra, och tvåvärda metallsalter hydrolyseras till mindre lösliga basiska salter.

Låt oss titta på exempel:

2FeCl3 + 3Na2CO3 = Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H2O = 2Fe(OH)3+3 H2CO3

H2CO3 sönderdelas till vatten och koldioxid, vattnet i vänster och höger del reduceras och resultatet är: Fe 2 (CO 3) 3+ 3H2O = 2Fe(OH)3+3 CO2(2)

Om vi ​​nu kombinerar (1) och (2) ekvationer och reducerar järnkarbonat, får vi en sammanfattande ekvation som återspeglar interaktionen mellan järn(III)klorid och natriumkarbonat: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO2 + 6NaCl

CuS04 + Na2CO3 = CuCO3+ Na2SO4 (1)

Det understrukna saltet existerar inte på grund av irreversibel hydrolys:

2 CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Om vi ​​nu kombinerar (1) och (2) ekvationer och reducerar kopparkarbonat, får vi en total ekvation som återspeglar interaktionen mellan sulfat (II) och natriumkarbonat:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

2) Salt finns inte pga intramolekylär oxidation-reduktion sådana salter inkluderar Fe2S3, FeI3, CuI2. Så snart de erhålls sönderdelas de omedelbart: Fe 2 S 3 = 2FeS+ S; 2FeI3 = 2FeI2 +I2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2

Till exempel; FeCl3 + 3KI = FeI3 + 3KCl (1),

men istället för FeI 3 måste du skriva ner produkterna av dess nedbrytning: FeI 2 + I 2.

Sedan visar det sig: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 + I 2 + 6KCl

Detta är inte det enda sättet att skriva denna reaktion om jodid var en bristvara, då kan jod och järn(II)klorid erhållas:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 +I2 + 2KCl

Den föreslagna ordningen säger ingenting om amfotera föreningar och deras motsvarande enkla ämnen. Vi kommer att ägna särskild uppmärksamhet åt dem. Så en amfoter oxid i detta schema kan ersätta både sura och basiska oxider, och en amfoter hydroxid kan ersätta en syra och en bas. Man måste komma ihåg att amfotera oxider och hydroxider fungerar som sura och bildar vanliga salter i en vattenfri miljö och komplexa salter i lösningar:

Al 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 O (fusion)

Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3H 2 O = 2 Na (i lösning)

Enkla ämnen som motsvarar amfotära oxider och hydroxider reagerar med alkalilösningar för att bilda komplexa salter och frigöra väte: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

TRÄNING

Diskutera möjligheten till interaktion... Det betyder att du måste bestämma dig:

1) är en reaktion möjlig;

2) om möjligt, då under vilka förhållanden (i lösning, i en smälta, vid upphettning, etc.), om inte möjligt, varför då;

3) kan olika produkter erhållas under olika (vilka) förhållanden?

Efter detta ska du skriva ner alla möjliga reaktioner.

Till exempel: 1. diskutera möjligheten att magnesium interagerar med kaliumnitrat.

1) Reaktion är möjlig

2) Det kan uppstå i en smälta (vid upphettning)

3) I smältan är reaktionen möjlig, eftersom nitratet sönderdelas med frigöring av syre, vilket oxiderar magnesium.

KNO3 + Mg = KNO2 + MgO

2. Diskutera möjligheten av interaktion mellan svavelsyra och natriumklorid.

1) Reaktion är möjlig

2) Det kan förekomma mellan koncentrerad syra och kristallint salt

3) Produkten kan vara natriumsulfat och natriumvätesulfat (i överskott av syra vid upphettning)

H2SO4 + NaCl = NaHSO4 + HCl

H2SO4 + 2NaCl = Na2S04 + 2HCl

Diskutera möjligheten att en reaktion inträffar mellan:

1. Ortofosforsyra och kaliumhydroxid;

2. Zinkoxid och natriumhydroxid;

3. Kaliumsulfit och järn(III)sulfat;

4. Koppar(II)klorid och kaliumjodid;

5. Kalciumkarbonat och aluminiumoxid;

6. Koldioxid och natriumkarbonat;

7. Järn(III)klorid och vätesulfid;

8. Magnesium och svaveldioxid;

9. Kaliumdikromat och svavelsyra;

10. Natrium och svavel.

Låt oss göra en liten analys av exempel C2

Indelningen av baser i grupper enligt olika egenskaper presenteras i tabell 11.

Tabell 11
Klassificering av baser

Alla baser, förutom en lösning av ammoniak i vatten, är fasta ämnen som har olika färg. Till exempel är kalciumhydroxid Ca(OH)2 vit, koppar(II)hydroxid Cu(OH)2 är blå, nickel(II)hydroxid Ni(OH)2 är grön, järn(III)hydroxid Fe(OH)3 är rödbrun osv.

En vattenlösning av ammoniak NH 3 H 2 O, till skillnad från andra baser, innehåller inte metallkatjoner, utan en komplex enkelladdad ammoniumkatjon NH - 4 och existerar endast i lösning (du känner den här lösningen som ammoniak). Det sönderdelas lätt till ammoniak och vatten:

Men oavsett hur olika baserna är så består de alla av metalljoner och hydroxogrupper, vars antal är lika med metallens oxidationstillstånd.

Alla baser, och i första hand alkalier (starka elektrolyter), bildas vid dissociation hydroxidjoner OH -, som bestämmer ett antal allmänna egenskaper: tvålighet vid beröring, förändring i färg på indikatorer (lackmus, metylorange och fenolftalein), interaktion med andra ämnen .

Typiska basreaktioner

Den första reaktionen (universell) beaktades i § 38.

Laboratorieförsök nr 23
Interaktion mellan alkalier och syror

Skriv ner två molekylära reaktionsekvationer, vars essens uttrycks av följande joniska ekvation:

H + + OH - = H2O.

Utför reaktionerna som du har skapat ekvationer för. Kom ihåg vilka ämnen (förutom syra och alkali) som behövs för att observera dessa kemiska reaktioner.

Den andra reaktionen sker mellan alkalier och icke-metalloxider, som motsvarar syror, t.ex.

Överensstämmer

När oxider interagerar med baser bildas salter av motsvarande syror och vatten:

Ris. 141.
Interaktion mellan alkali och icke-metalloxid

Laboratorieförsök nr 24
Interaktion mellan alkalier och icke-metalloxider

Upprepa experimentet du gjorde tidigare. Häll 2-3 ml av en klar lösning av kalkvatten i ett provrör.

Placera ett sugrör i den, som fungerar som ett gasutloppsrör. För försiktigt utandningsluft genom lösningen. Vad observerar du?

Skriv ner de molekylära och joniska ekvationerna för reaktionen.

Ris. 142.
Interaktion mellan alkalier och salter:
a - med bildandet av sediment; b - med gasbildning

Den tredje reaktionen är en typisk jonbytesreaktion och inträffar endast om den resulterar i att en fällning eller gas frigörs, till exempel:

Laboratorieförsök nr 25
Interaktion mellan alkalier och salter

I tre provrör, häll 1-2 ml lösningar av ämnen i par: 1:a provröret - natriumhydroxid och ammoniumklorid; 2:a provröret - kaliumhydroxid och järn(III)sulfat; 3:e provröret - natriumhydroxid och bariumklorid.

Värm upp innehållet i det första provröret och identifiera en av reaktionsprodukterna genom lukt.

Formulera en slutsats om möjligheten av interaktion mellan alkalier och salter.

Olösliga baser sönderdelas när de värms upp till metalloxid och vatten, vilket inte är typiskt för alkalier, till exempel:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

Laboratorieförsök nr 26
Framställning och egenskaper hos olösliga baser

Häll 1 ml koppar(II)sulfat- eller kloridlösning i två provrör. Tillsätt 3-4 droppar natriumhydroxidlösning till varje provrör. Beskriv vilken koppar(II)hydroxid som bildas.

Notera. Lämna provrören med den resulterande koppar(II)hydroxiden för nästa experiment.

Skriv ner de molekylära och joniska ekvationerna för reaktionen. Ange typen av reaktion baserat på "antal och sammansättning av utgångsämnen och reaktionsprodukter."

Tillsätt 1-2 ml saltsyra till ett av provrören med koppar(II)hydroxid erhållen i föregående experiment. Vad observerar du?

Använd en pipett, placera 1-2 droppar av den resulterande lösningen på en glas- eller porslinsplatta och indunsta den försiktigt med hjälp av en degeltång. Undersök kristallerna som bildas. Notera deras färg.

Skriv ner de molekylära och joniska ekvationerna för reaktionen. Ange typen av reaktion baserat på "antal och sammansättning av utgångsmaterial och reaktionsprodukter", "deltagande av en katalysator" och "reversibilitet av en kemisk reaktion."

Värm ett av provrören med kopparhydroxid () som erhållits tidigare eller getts av läraren (bild 143). Vad observerar du?

Ris. 143.
Nedbrytning av koppar(II)hydroxid vid upphettning

Gör en ekvation för den utförda reaktionen, ange villkoret för dess förekomst och typen av reaktion baserat på egenskaperna "antal och sammansättning av utgångsämnen och reaktionsprodukter", "frisättning eller absorption av värme" och "reversibilitet för en kemikalie reaktion".

Nyckelord och fraser

1. Klassificering av baser.
2. Typiska egenskaper för baser: deras interaktion med syror, icke-metalloxider, salter.
3. En typisk egenskap hos olösliga baser är sönderdelning vid upphettning.
4. Förutsättningar för typiska basreaktioner.

Arbeta med dator

1. Se den elektroniska ansökan. Studera lektionsmaterialet och slutför de tilldelade uppgifterna.
2. Hitta e-postadresser på Internet som kan fungera som ytterligare källor som avslöjar innehållet i nyckelord och fraser i stycket. Erbjud din hjälp till läraren att förbereda en ny lektion - gör en rapport om nyckelorden och fraserna i nästa stycke.

1. Metall + Icke-metall. Inerta gaser kommer inte in i denna interaktion. Ju högre elektronegativitet en icke-metall har, desto fler metaller kommer den att reagera med. Till exempel reagerar fluor med alla metaller, och väte reagerar endast med aktiva. Ju längre till vänster en metall befinner sig i metallaktivitetsserien, desto fler icke-metaller kan den reagera med. Till exempel reagerar guld bara med fluor, litium - med alla icke-metaller.

2. Icke-metall + icke-metall. I detta fall fungerar en mer elektronegativ icke-metall som ett oxidationsmedel, och en mindre elektronegativ icke-metall fungerar som ett reduktionsmedel. Ickemetaller med liknande elektronegativitet interagerar dåligt med varandra, till exempel är interaktionen av fosfor med väte och kisel med väte praktiskt taget omöjlig, eftersom jämvikten mellan dessa reaktioner skiftas mot bildandet av enkla ämnen. Helium, neon och argon reagerar inte med icke-metaller; andra inerta gaser kan reagera med fluor under svåra förhållanden.
Syre interagerar inte med klor, brom och jod. Syre kan reagera med fluor vid låga temperaturer.

3. Metall + syraoxid. Metallen reducerar icke-metallen från oxiden. Överskottsmetallen kan sedan reagera med den resulterande icke-metallen. Till exempel:

2 Mg + Si02 = 2 MgO + Si (med magnesiumbrist)

2 Mg + Si02 = 2 MgO + Mg2Si (med överskott av magnesium)

4. Metall + syra. Metaller som finns i spänningsserien till vänster om väte reagerar med syror för att frigöra väte.

Undantaget är oxiderande syror (koncentrerat svavel och eventuell salpetersyra), som kan reagera med metaller som finns i spänningsserien till höger om väte i reaktionerna, väte frigörs inte, utan vatten och syarreduktionsprodukten erhålls.

Det är nödvändigt att uppmärksamma det faktum att när en metall reagerar med ett överskott av en flerbasisk syra, kan ett surt salt erhållas: Mg + 2 H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.

Om produkten av interaktionen mellan en syra och en metall är ett olösligt salt, passiveras metallen, eftersom metallens yta skyddas av det olösliga saltet från syrans verkan. Till exempel effekten av utspädd svavelsyra på bly, barium eller kalcium.

5. Metall + salt. I lösning Denna reaktion involverar metaller som är i spänningsserien till höger om magnesium, inklusive magnesium självt, men till vänster om metallsaltet. Om metallen är mer aktiv än magnesium, reagerar den inte med salt, utan med vatten för att bilda en alkali, som sedan reagerar med salt. I detta fall måste det ursprungliga saltet och det resulterande saltet vara lösligt. Den olösliga produkten passiverar metallen.

Det finns dock undantag från denna regel:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Eftersom järn har ett mellanliggande oxidationstillstånd reduceras dess salt i det högsta oxidationstillståndet lätt till ett salt i det mellanliggande oxidationstillståndet, vilket oxiderar ännu mindre aktiva metaller.

I smälterett antal metallpåkänningar är inte effektiva. Att avgöra om en reaktion mellan ett salt och en metall är möjlig kan endast göras med termodynamiska beräkningar. Till exempel kan natrium ersätta kalium från en kaliumkloridsmälta, eftersom kalium är mer flyktigt: Na + KCl = NaCl + K (denna reaktion bestäms av entropifaktorn). Å andra sidan erhölls aluminium genom förträngning från natriumklorid: 3 Na + AlCl3 = 3 NaCl + Al . Denna process är exoterm och bestäms av entalpifaktorn.

Det är möjligt att saltet sönderdelas vid upphettning, och produkterna av dess nedbrytning kan reagera med metallen, till exempel aluminiumnitrat och järn. Aluminiumnitrat sönderdelas vid upphettning till aluminiumoxid, kväveoxid (IV ) och syre, syre och kväveoxid kommer att oxidera järn:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metall + basisk oxid. Precis som i smälta salter bestäms möjligheten för dessa reaktioner termodynamiskt. Aluminium, magnesium och natrium används ofta som reduktionsmedel. Till exempel: 8 Al + 3 Fe3O4 = 4 Al2O3 + 9 Fe exoterm reaktion, entalpifaktor);2 Al + 3 Rb2O = 6 Rb + Al2O3 (flyktigt rubidium, entalpifaktor).

8. Icke-metall + bas. Som regel sker reaktionen mellan en icke-metall och en alkali Inte alla icke-metaller kan reagera med alkalier: du måste komma ihåg att halogener (på olika sätt beroende på temperatur), svavel (vid uppvärmning), kisel, fosfor. gå in i denna interaktion.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (i kyla)

6 KOH + 3 Cl2 = KClO3 + 5 KCl + 3 H2O (i varm lösning)

6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

2KOH + Si + H2O = K2SiO3 + 2H2

3KOH + 4P + 3H2O = PH3 + 3KPH2O2

1) icke-metall - reduktionsmedel (väte, kol):

CO2 + C = 2CO;

2N02 + 4H2 = 4H2O + N2;

Si02 + C = CO2 + Si. Om den resulterande icke-metallen kan reagera med metallen som används som reduktionsmedel, kommer reaktionen att gå längre (med ett överskott av kol) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si C

2) icke-metall - oxidationsmedel (syre, ozon, halogener):

2С O + O 2 = 2СО 2.

C O + Cl2 = CO Cl2.

2 NO + O 2 = 2 N O 2.

10. Sur oxid + basisk oxid . Reaktionen sker om det resulterande saltet existerar i princip. Till exempel kan aluminiumoxid reagera med svavelsyraanhydrid för att bilda aluminiumsulfat, men kan inte reagera med koldioxid eftersom motsvarande salt inte finns.

11. Vatten + basisk oxid . Reaktionen är möjlig om ett alkali bildas, det vill säga en löslig bas (eller svagt löslig, i fallet med kalcium). Om basen är olöslig eller svagt löslig sker den omvända reaktionen av sönderdelning av basen till oxid och vatten.

12. Basisk oxid + syra . Reaktionen är möjlig om det resulterande saltet existerar. Om det resulterande saltet är olösligt kan reaktionen passiveras på grund av blockering av syratillgången till oxidytan. Vid överskott av flerbasisk syra är bildningen av ett surt salt möjlig.

13. Sur oxid + bas. Vanligtvis sker reaktionen mellan en alkali och en sur oxid. Om en syraoxid motsvarar en flerbasisk syra kan ett surt salt erhållas: CO 2 + KOH = KHCO 3.

Sura oxider, motsvarande starka syror, kan också reagera med olösliga baser.

Ibland reagerar oxider motsvarande svaga syror med olösliga baser, vilket kan resultera i ett medel- eller basiskt salt (som regel erhålls ett mindre lösligt ämne): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H2O.

14. Sur oxid + salt. Reaktionen kan ske i en smälta eller i lösning. I smältan tränger mindre flyktig oxid undan desto mer flyktig oxid från saltet. I lösning ersätter oxiden som motsvarar den starkare syran oxiden som motsvarar den svagare syran. Till exempel, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , i riktning framåt sker denna reaktion i smältan, koldioxid är mer flyktig än kiseloxid; i motsatt riktning sker reaktionen i lösning, kolsyra är starkare än kiselsyra och kiseloxid fälls ut.

Det är möjligt att kombinera en sur oxid med sitt eget salt, till exempel kan dikromat erhållas från kromat och disulfat från sulfat och disulfit från sulfit:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

För att göra detta måste du ta ett kristallint salt och ren oxid, eller en mättad saltlösning och ett överskott av sur oxid.

I lösning kan salter reagera med sina egna sura oxider och bilda sura salter: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Vatten + syraoxid . Reaktionen är möjlig om en löslig eller svagt löslig syra bildas. Om syran är olöslig eller svagt löslig sker en omvänd reaktion, sönderdelningen av syran till oxid och vatten. Till exempel kännetecknas svavelsyra av en reaktion av produktion från oxid och vatten, sönderdelningsreaktionen sker praktiskt taget inte, kiselsyra kan inte erhållas från vatten och oxid, men den sönderdelas lätt till dessa komponenter, men kol- och svavelsyra kan delta i både direkta och omvända reaktioner.

16. Bas + syra. En reaktion inträffar om minst en av reaktanterna är löslig. Beroende på förhållandet mellan reagensen kan medium, sura och basiska salter erhållas.

17. Bas + salt. Reaktionen sker om båda utgångsämnena är lösliga, och minst en icke-elektrolyt eller svag elektrolyt (fällning, gas, vatten) erhålls som en produkt.

18. Salt + syra. Som regel uppstår en reaktion om båda utgångsämnena är lösliga, och minst en icke-elektrolyt eller svag elektrolyt (fällning, gas, vatten) erhålls som en produkt.

En stark syra kan reagera med olösliga salter av svaga syror (karbonater, sulfider, sulfiter, nitriter), och en gasformig produkt frigörs.

Reaktioner mellan koncentrerade syror och kristallina salter är möjliga om en mer flyktig syra erhålls: till exempel kan väteklorid erhållas genom inverkan av koncentrerad svavelsyra på kristallin natriumklorid, vätebromid och vätejodid - genom inverkan av ortofosforsyra på motsvarande salter. Du kan agera med en syra på ditt eget salt för att få ett surt salt, till exempel: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4) 2.

19. Salt + salt.Som regel sker en reaktion om båda utgångsämnena är lösliga, och minst en icke-elektrolyt eller svag elektrolyt erhålls som en produkt.

1) salt finns inte pga irreversibelt hydrolyserar . Dessa är de flesta karbonater, sulfiter, sulfider, silikater av trevärda metaller, samt några salter av tvåvärda metaller och ammonium. Trevärda metallsalter hydrolyseras till motsvarande bas och syra, och tvåvärda metallsalter hydrolyseras till mindre lösliga basiska salter.

Låt oss titta på exempel:

2 FeCl3 + 3 Na2CO3 = Fe 2 (CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H2O = 2Fe(OH)3+3 H2CO3

H 2 CO 3 sönderdelas till vatten och koldioxid, vattnet i vänster och höger del reduceras och resultatet är: Fe 2 (CO 3 ) 3 + 3 H2O = 2 Fe (OH)3 + 3 CO 2 (2)

Om vi ​​nu kombinerar (1) och (2) ekvationer och reducerar järnkarbonat, får vi en total ekvation som återspeglar interaktionen mellan järnklorid (III) ) och natriumkarbonat: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuS04 + Na2CO3 = CuCO 3 + Na2SO4 (1)

Det understrukna saltet existerar inte på grund av irreversibel hydrolys:

2 CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Om vi ​​nu kombinerar (1) och (2) ekvationer och reducerar kopparkarbonat, får vi en total ekvation som återspeglar interaktionen mellan sulfat (II) ) och natriumkarbonat:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

En idé om den moderna kvantmekaniska modellen av atomen. Karakteristika för elektronernas tillstånd i en atom med hjälp av en uppsättning kvanttal, deras tolkning och tillåtna värden

Sekvensen av att fylla energinivåer och undernivåer med elektroner i multielektronatomer. Paulis princip. Hunds regel. Principen om minimal energi.

Joniseringsenergi och elektronaffinitetsenergi. Arten av deras förändringar efter perioder och grupper av D.I. Mendeleevs periodiska system. Metaller och icke-metaller.

Elektronegativitet av kemiska element. Naturen hos förändringar i elektronegativitet efter perioder och grupper av D.I. Mendeleevs periodiska system. Begreppet oxidationstillstånd.

Grundläggande typer av kemiska bindningar. Kovalent bindning. Grundprinciper för valensbindningsmetoden. Allmän förståelse för den molekylära orbitala metoden.

Två mekanismer för kovalent bindning: konventionell och donator-acceptor.

Jonbindning som ett begränsande fall av kovalent bindningspolarisering. Elektrostatisk interaktion av joner.

11. Metallanslutningar. Metalliska bindningar som ett begränsande fall av delokalisering av valenselektronorbitaler. Kristallgitter av metaller.

12. Intermolekylära bindningar. Van der Waals interaktioner – dispersiv, dipol-dipol, induktiv). Vätebindning.

13. Huvudklasser av oorganiska föreningar. Oxider av metaller och icke-metaller. Nomenklatur för dessa föreningar. Kemiska egenskaper hos basiska, sura och amfotera oxider.

15. Syror Syrefria och syresyror. Nomenklatur (namn på syror). Syrors kemiska egenskaper.

16. Salter som produkter av växelverkan mellan syror och baser. Typer av salter: medium (normala), sura, basiska, oxosalter, dubbla, komplexa salter. Nomenklatur för salter. Kemiska egenskaper hos salter.

17. Binära föreningar av metaller och icke-metaller. Oxidationstillstånd för grundämnen i dem. Nomenklatur för binära föreningar.

18. Typer av kemiska reaktioner: enkla och komplexa, homogena och heterogena, reversibla och irreversibla.

20. Grundläggande begrepp om kemisk kinetik. Hastigheten för en kemisk reaktion. Faktorer som påverkar reaktionshastigheten i homogena och heterogena processer.

22. Temperaturens inverkan på en kemisk reaktions hastighet. Aktiverings energi.

23. Kemisk jämvikt. Jämviktskonstant, dess beroende av temperatur. Möjligheten att förskjuta jämvikten i en kemisk reaktion. Le Chateliers princip.

1) Syra är en stark elektrolyt.

36. A) Standard väteelektrod. Syreelektrod.

37. Nernst-ekvation för beräkning av elektrodpotentialer för elektrodsystem av olika typer. Nernst-ekvationen för väte- och syreelektroder

3) Metaller i aktivitetsserien efter väte reagerar inte med vatten.

I – aktuellt värde

49. Syra-bas titreringsmetod Beräkningar med ekvivalentlagen. Titreringsteknik. Volumetriska glasvaror i den titrimetriska metoden

13. Huvudklasser av oorganiska föreningar. Oxider av metaller och icke-metaller. Nomenklatur för dessa föreningar. Kemiska egenskaper hos basiska, sura och amfotera oxider.

Oxider– föreningar av ett grundämne med syre.

Oxider som inte bildar syror, baser eller salter under normala förhållanden kallas icke-saltbildande.

Saltbildande oxider delas in i sura, basiska och amfotera (med dubbla egenskaper). Icke-metaller bildar endast sura oxider, metaller bildar alla andra och vissa är sura.

Grundläggande oxider- Dessa är komplexa kemiska ämnen relaterade till oxider som bildar salter vid kemisk reaktion med syror eller sura oxider och som inte reagerar med baser eller basiska oxider.

Egenskaper:

1. Interaktion med vatten:

Reaktion med vatten för att bilda en bas (eller alkali)

CaO+H2O = Ca(OH)2 (en välkänd kalksläckningsreaktion, som avger en stor mängd värme!)

2. Interaktion med syror:

Reaktion med syra för att bilda salt och vatten (saltlösning i vatten)

CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Kristaller av detta ämne CaSO4 är kända för alla under namnet "gips").

3. Interaktion med syraoxider: saltbildning

CaO+CO2=CaCO3 (Alla känner till detta ämne - vanlig krita!)

Sura oxider- Dessa är komplexa kemiska ämnen relaterade till oxider som bildar salter vid kemisk interaktion med baser eller basiska oxider och inte interagerar med sura oxider.

Egenskaper:

Kemisk reaktion med vatten CO 2 + H 2 O=H 2 CO 3 - detta ämne är kolsyra - en av de svaga syrorna, den tillsätts till kolsyrat vatten för att skapa gasbubblor.

Reaktion med alkalier (baser): CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 + H 2 O- soda eller tvättsoda.

Reaktion med basiska oxider: CO 2 +MgO=MgCO 3 - det resulterande saltet är magnesiumkarbonat - även kallat "bittersalt".

Amfotära oxider- dessa är komplexa kemiska ämnen, även relaterade till oxider, som bildar salter under kemisk interaktion med syror (eller sura oxider) och baser (eller basiska oxider). Den vanligaste användningen av ordet "amfoterisk" i vårt fall hänvisar till metalloxider.

Egenskaper:

De kemiska egenskaperna hos amfotera oxider är unika genom att de kan ingå i kemiska reaktioner med både baser och syror. Till exempel:

Reaktion med syraoxid:

ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Det resulterande ämnet är en lösning av saltet "zinkkarbonat" i vatten.

Reaktion med baser:

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O - det resulterande ämnet är ett dubbelsalt av natrium och zink.

14. Grunder Nomenklatur för baser. Kemiska egenskaper hos baser. Amfotera baser, deras reaktioner med syror och alkalier.

Baser är ämnen i vilka metallatomer är bundna till hydroxigrupper.

Om ett ämne innehåller hydroxigrupper (OH) som kan brytas av (som en enda "atom") i reaktioner med andra ämnen, så är ämnet en bas.

Egenskaper:

Interaktion med icke-metaller:

under normala förhållanden interagerar hydroxider inte med de flesta icke-metaller, med undantag för interaktionen mellan alkalier och klor

Interaktion med sura oxider för att bilda salter: 2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O

Interaktion med syror - neutraliseringsreaktion:

med bildning av mediumsalter: 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O

villkoret för bildandet av medelsalt är ett överskott av alkali;

med bildning av sura salter: NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

villkoret för bildandet av ett surt salt är ett överskott av syra;

med bildning av basiska salter: Cu(OH)2 + HCl = Cu(OH)Cl + H2O

villkoret för bildandet av ett basiskt salt är ett överskott av bas.

Baser reagerar med salter när en fällning bildas som ett resultat av reaktionen, frigöring av gas eller bildandet av ett dåligt dissocierande ämne.

Amfotär kallas hydroxider som uppvisar både basiska och sura egenskaper beroende på förhållanden, d.v.s. löses i syror och alkalier.

Till alla egenskaper hos baser läggs interaktioner med baser.

Vi behöver veta vilken av de icke-metaller som nämns i skolkursen:

C, N 2 , O 2 – reagerar inte med alkalier

Si, S, P, Cl2, Br2, I2, F2 - reagerar:

Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2,
3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O,
Cl2 + 2KOH (kall) = KCl + KClO + H2O,
3Cl2 + 6KOH (het) = 5KCl + KClO3 + 3H2O

(liknar brom och jod)

4P + 3NaOH + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3

Organisk kemi

Triviala namn

Du måste veta vilka organiska ämnen som motsvarar namnen:

isopren, divinyl, vinylacetylen, toluen, xylen, styren, kumen, etylenglykol, glycerin, formaldehyd, acetaldehyd, propionaldehyd, aceton, de första sex mättade enbasiska syrorna (myrsyra, ättiksyra, propionsyra, smörsyra, valeriansyra), akrylsyra, caprosyra , stearinsyra, palmitinsyra, oljesyra, linolsyra, oxalsyra, bensoesyra, anilin, glycin, alanin. Blanda inte ihop propionsyra med propensyra!! Salter av de viktigaste syrorna: myrsyra - formiater, ättiksyra - acetater, propionsyra - propionater, smörsyra - butyrater, oxalsyra - oxalater. Radikalen –CH=CH2 kallas vinyl!!

Samtidigt, några oorganiska trivialnamn:

Bordssalt (NaCl), bränd kalk (CaO), släckt kalk (Ca(OH) 2), kalkvatten (Ca(OH) 2-lösning), kalksten (CaCO 3), kvarts (alias kiseldioxid eller kiseldioxid - SiO 2 ), koldioxid (CO 2), kolmonoxid (CO), svaveldioxid (SO 2), brungas (NO 2), dricks- eller bakpulver (NaHCO 3), soda (Na 2 CO 3), ammoniak (NH 3) fosfin (PH3), silan (SiH4), pyrit (FeS2), oleum (lösning av SO3 i koncentrerad H2SO4), kopparsulfat (CuS04 ∙5H2O).

Några sällsynta reaktioner

1) Bildning av vinylacetylen:

2) Reaktion av direkt oxidation av eten till acetaldehyd:

Denna reaktion är lömsk eftersom vi väl vet hur acetylen omvandlas till aldehyd (Kucherovs reaktion), och om omvandlingen eten → aldehyd sker i kedjan kan detta förvirra oss. Så, detta är vad denna reaktion betyder!

3) Direkt oxidationsreaktion av butan till ättiksyra:

Denna reaktion ligger till grund för den industriella produktionen av ättiksyra.

4) Lebedevs reaktion:

Skillnader mellan fenoler och alkoholer

Ett stort antal fel i sådana uppgifter!!

1) Man bör komma ihåg att fenoler är surare än alkoholer (OH-bindningen i dem är mer polär). Därför reagerar alkoholer inte med alkali, men fenoler reagerar med alkali och vissa salter (karbonater, bikarbonater).

Till exempel:

Problem 10.1

Vilka av dessa ämnen reagerar med litium:

a) etylenglykol, b) metanol, c) fenol, d) kumen, e) glycerin.

Problem 10.2

Vilka av dessa ämnen reagerar med kaliumhydroxid:

a) etylenglykol, b) styren, c) fenol, d) etanol, e) glycerin.

Problem 10.3

Vilka av dessa ämnen reagerar med cesiumbikarbonat:

a) etylenglykol, b) toluen, c) 1-propanol, d) fenol, e) glycerin.

2) Man bör komma ihåg att alkoholer reagerar med vätehalogenider (denna reaktion sker längs C-O-bindningen), men fenoler gör det inte (i dem är C-O-bindningen inaktiv på grund av konjugationseffekten).

Disackarider

Huvudsakliga disackarider: sackaros, laktos och maltos har samma formel C12H22O11.

Dessa bör komma ihåg:

1) att de kan hydrolysera till de monosackarider som de består av: sackaros– för glukos och fruktos, laktos– för glukos och galaktos, maltos- två glukos.

2) att laktos och maltos har en aldehydfunktion, det vill säga de är reducerande sockerarter (särskilt ger de "silver" och "koppar" spegelreaktioner), och sackaros är en icke-reducerande disackarid och har ingen aldehydfunktion .

Reaktionsmekanismer

Låt oss hoppas att följande kunskap är tillräcklig:

1) för alkaner (inklusive i sidokedjorna av arener, om dessa kedjor är begränsande) är reaktionerna karakteristiska substitution av fria radikaler (med halogener) som kommer från radikal mekanism (kedjeinitiering - bildande av fria radikaler, kedjeutveckling, kedjeavslutning på kärlets väggar eller vid kollision av radikaler);

2) alkener, alkyner, arener kännetecknas av reaktioner elektrofil addition som följer med jonmekanism (via utbildning pi komplex Och kolsyra ).

Egenskaper av bensen

1. Bensen, till skillnad från andra arener, oxideras inte av kaliumpermanganat.

2. Bensen och dess homologer är kapabla att ingå additionsreaktion med väte. Men bara bensen är också kapabel att tränga in additionsreaktion med klor (endast bensen och bara klor!). Samtidigt kan alla arenor gå in substitutionsreaktion med halogener.

Zinins reaktion

Reduktion av nitrobensen (eller liknande föreningar) till anilin (eller andra aromatiska aminer). Denna reaktion kommer nästan säkert att inträffa i någon av dess former!

Alternativ 1 – reduktion med molekylärt väte:

C 6 H 5 NO 2 + 3H 2 → C 6 H 5 NH 2 + 2H 2 O

Alternativ 2 – reduktion med väte som erhålls från reaktionen av järn (zink) med saltsyra:

C6H5NO2 + 3Fe + 7HCl → C6H5NH3Cl + 3FeCl2 + 2H2O

Alternativ 3 – reduktion med väte som erhålls från reaktionen mellan aluminium och alkali:

C 6 H 5 NO 2 + 2Al + 2NaOH + 4H 2 O → C 6 H 5 NH 2 + 2Na

Egenskaper hos aminer

Av någon anledning är egenskaperna hos aminer de värsta att komma ihåg. Detta kan bero på att aminer studeras sist i kurser i organisk kemi, och deras egenskaper kan inte replikeras genom att studera andra klasser av ämnen. Därför är receptet detta: lär dig bara alla egenskaper hos aminer, aminosyror och proteiner.

Interaktion med vatten

Många icke-metaller reagerar med vatten för att bilda oxider (och/eller andra föreningar). Reaktioner sker under hög värme.

C + H2O → CO + H2

6B + 6H2O → 2H3B3O3 (boroxin) + 3H2

4P + 10H2O → 2P2O5 + 5H2

3S + 2H2O → 2H2S + SO2

När de interagerar med vatten blir halogener oproportionerliga (de bildar föreningar med olika oxidationstillstånd från en förening med ett oxidationstillstånd) - förutom F2. Reaktioner äger rum vid rumstemperatur.

Cl2 + H2O → HCl + HClO

Br2 + H2O → HBr + HBrO

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Interaktion med icke-metaller

Interaktion med syre.

De flesta icke-metaller (förutom halogener och ädelgaser) reagerar med syre för att bilda oxider, och under vissa förhållanden (temperatur, tryck, katalysatorer) högre oxider.

N 2 + O 2 → 2NO (reaktion sker vid en temperatur på 2000°C eller i en elektrisk ljusbåge)

C + O 2 → CO 2

4B + 3O2 → 2B2O3

S + O 2 → SO 2

Interaktion med fluor

De flesta icke-metaller (förutom N2, C (diamant), vissa ädelgaser) reagerar med fluor och bildar fluorider.

O 2 +2F 2 → 2OF 2 (när elektrisk ström passerar)

C + 2F 2 → CF 4 (vid 900°C)

S +3F 2 → SF 6

2.3 Interaktion med halogener (Cl 2, Br 2)

Med icke-metaller (förutom kol, kväve, fluor, syre och inerta gaser) bildar den motsvarande halogenider (klorider och bromider).

2S + Cl2 → S2Cl2

2S + Br 2 → S 2 Br 2

2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (förbränning i kloratmosfär)

Cl2 + Br2 → 2BrCl

Cl 2 + I 2 → 2ICl (upphettning till 45°C))

Br2 + I2 → 2IBr

Interaktion med oxider

Kol och kisel reducerar metaller och icke-metaller från deras oxider. Reaktioner uppstår vid upphettning.

Si02 +C=CO2 +Si

MnO2 + Si → Mn + SiO2.

Interaktion med alkalier

De flesta icke-metaller (förutom F 2, Si) är oproportionerliga när de interagerar med alkalier. Ädelgaser, O 2 , N 2 och vissa andra metaller reagerar inte med alkalier

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + H2O (vid upphettning)

3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O (legering)

P + NaOH → Na3PO3 + PH3

Si +2NaOH+ H2O → Na2SiO3 + 2H2

4F2 + 6NaOH → OF2 + 6NaF + 3H2O + O2

Interaktion med oxiderande syror

Alla icke-metaller (förutom halogener, ädelgaser, N 2 , O 2 , Si) reagerar med oxiderande syror för att bilda motsvarande syreinnehållande syra (eller oxid).

C + 2 H2SO4 → CO2 + 2SO2 +2H2O

B + 3HNO3 → H3BO3 + 3NO2

S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

Interaktion med salter

Ju mer elektronegativ halogen tränger undan desto mindre elektronegativ reaktant från dess salt eller väteförening

2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2

De kemiska egenskaperna hos icke-oxiderade binära föreningar varierar. De flesta av dem (förutom halogenider) reagerar med syre och bildar två oxider (när det gäller ammoniak måste katalysatorer användas).

Kemiska egenskaper hos basiska oxider

Interaktion med vatten

Oxider av alkali- och jordalkalimetaller reagerar med vatten och bildar lösliga (något lösliga) föreningar - alkalier

Na2O + H2O → 2NaOH

Interaktion med oxider

Basiska oxider reagerar med sura och amfotera oxider för att bilda salter.

Na2O + SO3 → Na2SO4

CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (fusion)

Interaktion med syror

Basiska oxider reagerar med syror

CaO + 2HCl→ CaCl2 + H2O

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

Grundläggande oxider av grundämnen med varierande oxidationstillstånd kan delta i redoxreaktioner

FeO + 4HNO3 →Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

2MnO + O2 → 2MnO2

Kemiska egenskaper hos amfotera oxider

Interaktion med oxider

Amfotära oxider reagerar med basiska, sura och amfotera oxider för att bilda salter.

Na2O + Al2O3 → 2NaAlO2

3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3

ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (fusion)

Interaktion med syror och baser

Amfotera oxider reagerar med baser och syror

6HCl + Al2O3 → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (vid upphettning)

Interaktion med salter

Lågflyktiga amfotera oxider tränger undan mer flyktiga sura oxider från deras salter

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 + CO 2

Redoxreaktioner

Amfotära oxider av grundämnen med varierande oxidationstillstånd kan delta i redoxreaktioner.

MnO2 + 4HCl→ MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Kemiska egenskaper hos sura oxider

1. Interaktion med vatten

De flesta sura oxider löser sig i vatten för att bilda motsvarande syra (metalloxider med högre oxidationstillstånd och SiO 2 är inte lösliga i vatten).

SO3 + H2O → H2SO4

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Interaktion med oxider

Sura oxider reagerar med basiska och amfotera oxider för att bilda salter.