ТЭД. Свойства классов соединений

Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты. Свойства классов неорганических соединений.

Электролитическая диссоциация – распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении.

Электролиты- вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток

Неэлектролиты - вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток

Кислоты, соли, щёлочи

Простые вещества, оксиды, органические вещества (кроме кислот и солей)

Вещества с ионной и ковалентной полярной связью

Вещества с ковалентной неполярной и малополярной связью

Сильные электролиты

(степень диссоциации около 100%)

Слабые электролиты

(степень диссоциации значительно меньше 100%)

1. Кислоты - HCI, HNO₃, H₂SO₄, HCIO₃, HCIO₄, HBr, HI

1. Кислоты- H₂S, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S_iO₃, HF, HCN, HCIO, HCIO₂, H₃РO_4, органические кислоты

2. Щёлочи - KOH, Ba(OH)₂, …

2. Нерастворимые основания

3. Соли

3. NH₄ОН, Н₂О

Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот, многокислотных оснований, кислых солей, основных солей

1. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот.

H₂SO₄ → Н+ + HSO₄- ; HSO₄- ↔ Н+ + SO₄2-

2. Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований.

Ba(OH)₂ → BaOH+ + ОН- ; BaOH+→ Ba2+ + ОН-

3. Ступенчатая диссоциация кислых солей.

КHSO₄ → К+ + HSO₄- ; HSO₄- ↔ Н+ + SO₄2-

4. Ступенчатая диссоциация основных солей.

BaOНCI→ BaOH+ + CI- ; BaOH+→ Ba2+ + ОН-

Химические свойства важнейших классов неорганических соединений

Химические свойства воды

Н₂О

+ Металлы 1,2 гр. гл п ̷ гр, AI →

2 Н₂О + 2 К → 2 КОН + Н₂↑

Гидроксид металла + водород

+ Металлы средней актив. (побочных подгрупп, до Н₂) при нагревании →

Zn + Н₂О → Zn О + Н₂↑

при нагревании

Оксид металла + водород

+ Оксиды металлов 1,2 гр. гл. п ̷ гр ( кроме ВеО) →

Н₂О + СаО → Са(ОН)₂

Гидроксид металла

+ Оксиды неметаллов ( кроме SiО₂) →

Н₂О + SO₃ → H₂SO₄

Кислота

+ Р. соль →

Nа₂CO₃ + НОН ↔ NаНCO₃ + Nа ОН

Гидролиз

Классификация и химические свойства оксидов

1.Безразличные (несолеобразующие оксиды)

NО, N₂О, СО

Не взаимодействуют с кислотами, щелочами, не образуют солей

2. Солеобра-зующие оксиды

Основные оксиды

Кислотные оксиды

Амфотерные оксиды

Химические свойства солеобразующих оксидов

Основные оксиды

Кислотные оксиды

Амфотерные оксиды

1. С водой

Оксиды металлов 1,2 гр. гл. п ̷ гр. ( кроме ВеО)

СаО +Н₂О → Са(ОН)₂

Оксиды неметаллов (кроме SiО₂)

Н₂О + SO₃ → H₂SO₄

Нет

2. С кислотами

СаО+2HCI→ СаCI₂+ Н₂О

Нет

Zn О+2HCI→ Zn CI₂+ Н₂О

3. С кислотными оксидами

СаО + SO₃ → СаSO₄

Нет

Zn О + SO₃ → Zn SO₄

При нагревании

4. Со щелочами

Нет

КОН+SO₃→ КНSO₄

2 КОН + SO₃→ К₂SO₄ + Н₂О

(изб. щёлочи)

2 КОН + Zn О +Н₂О →

К₂ [Zn (ОН)₄]

тетрагидроксоцинкат натрия

5. С основными оксидами(1,2гл.п ̷ гр )

Нет

SO₃ + СаО → СаSO₄

Zn О + СаО → Zn SO₄

При нагревании

6.С амфотерными оксидами при нагрев.

СаО+ZnО → СаZnО₂ При нагревании

SO₃+ZnО→ ZnSO₄

При нагревании

Нет

Химические свойства оснований

Растворимые основания

(щёлочи)

Нерастворимые основания

1. Диссоциация

КОН → К+ + ОН-

Индикаторы изменяют окраску в растворах щелочей:

ф. лакмус – синий,

метилоранж – жёлтый,

б. фенолфталеин – малиновый.

Свойства щелочей–свойства ОН-

2. С кислотами

КОН + HCI→ КCI + Н₂О

Реакция нейтрализации

Fe(OH)₂ +2HCI→ Fe CI₂ + 2 Н₂О

3. С кислотными оксидами

2 КОН + SO₃→ К₂SO₄ + Н₂О

(изб. щёлочи)

КОН+SO₃→ КНSO₄

(недостаток щёлочи)

Нет

4. С растворимыми солями

Zn CI₂+2КОН→Zn(ОН)₂↓ +2Н₂О

Нет

5. С амфотерными оксидами

2КОН+ Zn О+Н₂О→К₂[Zn(ОН)₄]

раствор

Нет

6. С амфотерными гидроксидами

2КОН+ Zn(ОН)₂ →К₂[Zn(ОН)₄]

раствор

Нет

7. Разлагаются при нагревании

Нет

Fe(OH)₂ → Fe О + Н₂О

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

HCI→ Н+ + CI-

Индикаторы изменяют окраску в растворах кислот:

ф. лакмус – красный, метилоранж – розовый,

б. фенолфталеин – бесцветный.

Свойства кислот – свойства Н+

2. Взаимодействуют с металлами до Н_2, если образуется растворимая соль

Zn + 2HCI→ Zn CI₂+ Н₂↑

3. С основными и амфотерными оксидами

К₂О + 2 HCI→ 2КCI + Н₂О

ZnО + 2HCI→ Zn CI₂+ Н₂О

4. С основаниями и амфотерными гидроксидами

КОН + HCI → КCI + Н₂О

Zn(ОН)₂ + 2HCI→ Zn CI₂+2 Н₂О

5. С солями более слабых кислот, если образуется осадок или выделяется газ.

К₂СО₃ + 2 HCI → 2КCI + Н₂О + СО₂↑

КCI + AgNO₃ → К NO₃ + Ag CI↓

Особые свойства азотной и серной (концентрированной) кислот

Азотная и серная (концентрированная) кислоты проявляют сильные окислительные свойства. Они взаимодействуют с металлами до и после водорода; при этом образуются – соль, вода и соединение азота (серы). Водород в этих реакциях не выделяется. Эти кислоты не действуют на благородные металлы – золото, платину. Холодные концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют (не взаимодействуют, делают пассивными) алюминий, железо, хром.

H₂SO₄ (концентрированная)

1. Взаимодействует с неактивными металлами (после водорода)

Cu + 2 H₂SO₄ (конц.) → CuSO₄ + 2H₂O + SO₂↑

2. Взаимодействует с активными металлами – выделяется не SO₂, а S или H₂S

3Zn + 4H₂SO₄ ( конц.) → 3Zn SO₄ + 4Н₂O + S (H₂S)

3 Mg + 4H₂SO₄ ( конц.) → 3Mg SO₄ + 4Н₂O + S (H₂S)

H₂SO₄(концентрированная) окисляет некоторые неметаллы, превращая их в оксиды или кислоты

C + 2H₂SO₄ → CO ₂ + 2SO₂↑ + 2H₂O

S + 2H₂SO₄ → 3SO₂↑ + 2H₂O

2P + 5H₂SO₄ → 5SO₂↑ + 2H₂O + 2H₃PO₄

HNO₃

Концентрированная и разбавленная HNO₃ взаимодействует с металлами до и после Н₂, образуя соль, воду и одно из веществ, содержащих азот – NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₄NO₃.

При взаимодействии концентрированной HNO₃ с активными металлами (1,2 гр. гл. подгр.) образуются соль, вода и N₂O или NO.

4Mg + 10 HNO₃ → 4Mg(NO₃)₂ + 5H₂O + N₂O↑

При взаимодействии концентрированной HNO₃ с неактивными металлами (после Н₂) образуются соль, вода и NO₂.

Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂↑

Концентрированная (холодная) HNO₃ не взаимодействует (пассивирует) с железом, алюминием, хромом, но при нагревании реакции происходят.

Fe + 6 HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 3H₂O + 3NO₂↑ ( при нагревании)

Окислительные свойства азотной кислоты тем сильнее, чем активнее металл и более разбавлена кислота

При взаимодействии разбавленной HNO₃ с активными металлами (1,2 гр. гл. подгр.) образуются соль, вода и N₂ или NH₄NO₃.

4Mg + 10 HNO₃ → 4Mg(NO₃)₂ + 3H₂O + NH₄NO₃

Fe + 4HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 2H₂O + NO↑ ( с металлами средней активности)

При взаимодействии разбавленной HNO₃ с неактивными металлами (после Н₂) образуются соль, вода и NO.

3Cu + 8 HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO↑

Концентрированная и разбавленная HNO₃ взаимодействует с неметаллами

При взаимодействии концентрированной HNO₃ с неметаллами образуются оксид неметалла или соответствующая кислота, вода и NO₂.

C + 4HNO₃ → CO₂ + 4NO₂↑ + 2H₂O

S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 2H₂O + 6NO₂

P + 5HNO₃ → 5NO₂↑ + 2H₂O + HPO₃

При взаимодействии разбавленной HNO₃ с неметаллами образуются оксид неметалла или соответствующая кислота, вода и NO.

C + 4HNO₃ → CO₂ + 4NO↑ + 2H₂O

S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 2H₂O + 6NO₂

3P + 5HNO₃ → 5NO↑ + H₂O + 3HPO₃

Химические свойства солей

1. Растворимые соли взаимодействуют с кислотами, если выпадает осадок или выделяется газ

CaCO₃ + 2HCI → CaCI₂ + H₂O + CO₂↑

AgNO₃ + HCI → AgCI↓ + HNO₃

2. Растворимые соли взаимодействуют со щелочами, если выпадает осадок.

CuCI₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCI

3. Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми солями, если выпадает осадок.

NaCI + AgNO₃→ AgCI↓ + NaNO₃

4. Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей

CuCI₂ + Mg → MgCI₂ + Cu

5. Некоторые соли подвергаются гидролизу (разлагаются водой)

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃ + NaOH

Памятка к написанию уравнений реакций в ионном виде

В виде молекул записывать формулы веществ

1. Оксидов

2. Слабых кислот- H₂S, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S_iO₃, HF, HCN,

HCIO, HCIO₂, H₃РO_4, органических кислот

3. Нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и солей

4. NH₄ОН, Н₂О

Гидролиз солей

Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты. Гидролизу подвергаются только растворимые соли, образованные слабым(и) электролитом(и).

Тип гидролиза определяется ионом слабого электролита.

1 тип. Гидролиз по катиону. – Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой.

CuCI₂ + HOH → HCI + CuOHCI (соль образована слабым основанием- Cu(OH)₂ и

сильной кислотой- HCI)

Cu2+ + 2 CI- + HOH ↔ H+ + CI- + CuOH+ + CI-

Cu2+ + HOH ↔ H+ + CuOH+

[ H+] > [OH-] среда кислая, рН < 7 Индикаторы изменяют окраску: лакмус – красный,

метилоранж – розовый, фенолфталеин - бесцветный

2 тип. Гидролиз по аниону. – Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃ + NaOH (соль образована сильным основанием- NaOH

и слабой кислотой- H₂CO₃)

2Na+ + CO₃2- + HOH ↔ Na+ + HCO₃- + Na+ + OH-

CO₃2- + HOH ↔ HCO₃- + OH-

[ H+] < [OH-] среда щелочная, рН > 7 Индикаторы изменяют окраску: лакмус – синий,

метилоранж – жёлтый, фенолфталеин - малиновый

3 тип. Гидролиз по катиону и по аниону (полный). - Соли, образованные слабым

основанием и слабой кислотой.

AI₂S₃ + 6HOH → 2AI(OH)₃↓ + 3H₂S↑ рН = 7, среда нейтральная

Это пример необратимого гидролиза, так как выпал осадок и выделился газ. Необратимый гидролиз протекает тогда, когда одно из веществ (или оба вещества) выпадает в осадок или выделяется газ.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. NaCI - среда нейтральная, рН = 7,

Индикаторы не изменяют окраску: лакмус – фиолетовый,

метилоранж – оранжевый, фенолфталеин - бесцветный