Г. Логинова - Сборник основных формул школьного курса химии
С + O2 = СO2 (сжигание на воздухе)
4) с водой (1000 °C):
С + Н2O(пар) ↔ СО + Н2
5) с оксидами металлов:
С + 2РЬО = 2РЬ + СO2
*Химические свойства аморфного кремния
Реагирует:
1) с кислородом: Si + O2 = SiO2 (1200 °C)
2) с галогенами: Si + 2F2 = SiF4
3) с водой (500 °C): Si + 2Н2O (пар) = SiO2 + 2Н2
4) со щелочами в водном растворе: Si + 4NaOH(конц.) = Na4SiO4 + 2H2↑
*Образование и свойства оксида углерода(II)
В промышленности:
1) получение генераторного газа:
С + O2 = СO2;
СO2 + С = 2СО (1000°)
2) получение водяного газа:
С + Н2O = СО + Н2 (1000 °С)
В лаборатории:
действие H2SO4(конц.) на муравьиную кислоту:
НСOOН = Н2O + СO
При неполном сгорании топлива:
1) в печах: 2С + O2 = 2СО
2) в двигателях внутреннего сгорания:
С8Н16 + 8O2 = 8СО + 8Н2O
Сильный восстановитель:
1) сжигание на воздухе:
2СО + O2 = 2СO2
2) определение в воздухе:
5СО + I2O5 = 5СO2 + I2
*Образование оксида углерода(IV)
При горении углеродсодержащих веществ (сжигание топлива):
1) С + O2 = СO2
2) СН4 + 2O2 = СO2 + 2Н2O
В промышленности:
3) СаСO3 = СаО + СO2↑
В лаборатории:
4) СаСO3 + 2HCl = СаСl2 + СO2↑ + Н2O
При медленном окислении (дыхание, гниение, брожение):
5) органические вещества + O2 → СO2 + Н2O
Реакции оксида углерода(IV)
Обменные:
1) с водой (оксид и кислота мало растворимы в воде):
СO2 + Н2O ↔ Н2СO3
2) с основаниями:
СO2 + NaOH = NaHCO3
СO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
СO2 + Са(ОН)2 = CaCO3↓ + Н2O
3) с основными оксидами:
СO2 + СаО = СаСO3
4) с карбонатами:
СаСO3 + СO2 + Н2O = Са(НСO3)2
Окислительно-восстановительные:
1) с металлами: СO2 + 2Mg = 2MgO + С
2) с неметаллами: СO2 + С = 2СО
*Реакции оксида кремния(IV)
Реагирует при сплавлении:
1) с основаниями:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
2) с основными оксидами:
SiO2 + СаО = CaSiO3
3) с карбонатами:
SiO2 + СаСО3 = CaSiO3 + СO2↑
В воде SiO2 нерастворим и с водой не взаимодействует.
Свойства солей угольной кислоты
Карбонаты реагируют:
1) с солями:
Na2CO3 + СаСl2 = CaCO3↓ +2NaCl
2) с кислотами:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + СO2↑
3) с диоксидом углерода:
MgCO3 + СO2 + Н2O = Mg(HCO3)2
Разлагаются при прокаливании:
4) СаСО3 = СаО + СO2↑
Растворимые соли гидролизуются:
5) Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
CO32- + H2O ↔ HCO3¯ + OH¯ щелочная среда
Не взаимодействуют с основаниями.
Гидрокарбонаты реагируют:
1) с солями:
2NH4HCO3 + ВаСl2 = = BaCO3l + 2NH4Cl + H2O + СO2↑
2) с основаниями:
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
3) с кислотами:
КНСО3 + НСl = КСl + Н2O + СO2↑
Разлагаются при кипячении раствора:
4) Са(НСO3)2 = СаСО3↓ + Н2O + СO2↑
В водном растворе гидролизуются:
5) NaHCO3 = Na+ + HCO3¯
НСО3¯ + Н2O ↔ Н2СO3 + ОН¯ щелочная среда
Не реагируют с диоксидом углерода.
*Свойства солей кремниевой кислоты
Силикаты реагируют:
1) с солями:
Na2SiO3 + СаСl2 = CaSiO3↓ + 2NaCl
2) с кислотами:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
3) с диоксидом углерода в водном растворе:
Na2SiO3 + Н2O + СO2 = = H2SiO3↓ + Na2CO3
В водном растворе гидролизуются:
4) гидролиз растворимых солей:
Na2SiO3 = Na+ + SiO32-
SiO32– + H2O ↔ HSiO3¯ + OH¯ щелочная среда
He реагируют с основаниями. Не разлагаются при нагревании.
Важнейшие элементы-неметаллы VA-группы
*Электронные формулы атомов: азот N [He] 2s22p3 ; фосфор Р [Ne] 3s23p3 .
Простые вещества
Азот N2 – газообразное вещество, входит в состав воздуха.
Белый фосфор Р4 – твердое вещество.
Красный фосфор Рп – твердое вещество.
*Получение азота
В промышленности:
перегонка жидкого воздуха.
В лаборатории:
термическое разложение нитрита аммония:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
*Получение белого фосфора
В промышленности:
восстановление фосфатов углем
2Са3(РO4)2 + С (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + Р4 + 10CО (1000 °C)
Химические свойства азота
Реагирует как окислитель:
1) с водородом
(промышленное получение аммиака):
N2 + ЗН2 ↔ 2NH3 (500 °С, р, кат. Fe, Pt)
2) с металлами
N2 + 3Mg = Mg3N2 (на воздухе, 800 °C)
Реагирует как восстановитель:
3) с кислородом:
N2 + O2 ↔ 2NO
(идет в малой степени даже под действием электрического разряда!)
*Химические свойства фосфора
Реагирует как окислитель:
1) с водородом:
Р4 + 6Н2 ↔ 4РН3 (300 °C, р)
2) с металлами:
2Р (красный) + ЗСа = Са3Р2 (300 °C)
Реагирует как восстановитель:
3) с кислородом (сгорание на воздухе):
4Р(красный) + 5O2 = 2Р2O5 (300 °С)
Получение аммиака в лаборатории
2NH4Cl(т) + Са(ОН)2(т) = 2NH3↑ + СаСl2 + 2Н2O (200 °C)
Химические свойства аммиака
Обменные реакции:
слабое основание в водном растворе:
NH3 + Н2O ↔ NH4+ + ОН¯ щелочная среда
2) с хлороводородом в газовой фазе и в водном растворе:
NH3 + HCl = NH4Cl
3) с кислотами:
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
Окислительно-восстановительные реакции:
1) 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (сгорание)
2) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление)
*Свойства солей аммония
1. Гидролиз:
(NH4)2SO4 = 2NH4+ + SO42-
2NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ кислотная среда
2. Термическое разложение:
NH4Cl = NH3 + НСl
NH4NO3 = N2O + 2H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Важнейшие оксиды азота и фосфора
Несолеобразующие: N2O (условная степень окисления +1); NIIO; NIVO2.
Кислотные: N2IIIO3; N2IVO5; P2VO5.
Получение азотной кислоты
В промышленности (по стадиям):
1) 4NH3 +5O2 = 4NO +6Н2O (кат. Pt, Rh)
2) 2NO + O2 = 2NO2
3) 4NO2 + 2Н2O + O2 = 4HNO3
В лаборатории при нагревании:
NaNO3(т) + H2S04(конц.) = NaHSO4 + HNO3↑
Химические свойства азотной кислоты
Обменные реакции:
1) электролитическая диссоциация:
HNO3 = Н+ + NO3¯
2) с оксидами металлов:
2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O
3) с основаниями:
2HNO3 + Mg(OH)2 = Mg(NO3)2 + 2H2O
4) с солями:
2HNO3 + К2СO3 = 2KNO3 + СO2↑+ Н2O
Окислительно-восстановительные реакции:
1) разложение на свету:
4HNO3 = 4NO2 + 2Н2O + O2↑
2) с металлами:
2HNO3(конц.) + Ag = AgNO3 + NO2↑ + Н2O
8HNO3(разб.) + Сu = Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
10HNO3(разб.) + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
2HNO3(разб.) + 5Sn = 5Sn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O (медленно)
30HNO3(оч. разб.) + 8Аl = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
3) с неметаллами:
4HNO3(конц.) + С = СO2↑ + 4NO2↑ + 2Н2O
5HNO3(конц.) + Р = Н3РO4 + 5NO2↑ + Н2O
6HNO3(конц.) + S = H2SO4 + + 6NO2↑ + 2Н2O
4) с белками (→ вещества ярко-желтого цвета)
Водород никогда не является основным продуктом в реакциях с участием азотной кислоты!
*Термическое разложение нитратов
(зависит от положения металла в ЭХРН)
1. Металл левее Mg → нитрит металла + кислород:
2KNO3 = 2KNO2 + O2
2. Металл между Mg и Сu → оксид металла + диоксид азота + кислород:
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
3. Металл правее Си → металл + диоксид азота + кислород:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
*Свойства ортофосфорной кислоты
Реагирует:
1) с активными металлами:
2Н3РO4(разб.) + Mg = Mg3(PO4)2 + 3H2↑
2) с оксидами металлов:
2Н3РO4(разб.) + ЗСаО = Са3(РO4)2↓ + ЗН2O
3) с основаниями:
Н3РO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
Н3РO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
4) с аммиаком:
Н3РO4 + NH3 • H2O = (NH4)H2PO4 + Н2O
Н3РO4 + 2(NH3 •H2O) = = (NH4)2HPO4 + 2H2O
5) с солями:
2Н3РO4(разб.) + 3Na2CO3(конц.) = 2Na3PO4 + 3H2O + ЗСO2↑(кипячение)
2Н3РO4 (разб.) + 3Ca(NO3)2 = = Са3(РO4)2↓ + 6HNO3
*Гидролиз ортофосфатов
1. Na3PO4 = 3Na+ + РО43-
РО43– + H2O ↔ HРО42- + OH¯ щелочная среда
2. Na2HPO4 = 2Na+ + HРО42-
HРО42- + H2O ↔ H2PO4¯ + OH¯ щелочная среда
3. NaH2PO4 = Na+ + H2PO4¯
H2PO4¯ + H2O ↔ HРО42- + H3O+ кислотная среда
Удобрения
Азотные: гидрат аммиака NH3•H2O; соли аммония (нитрат и сульфат) NH4NO3, (NH4)2SO4; селитры (нитраты натрия, калия и кальция) NaNO3, Ca(NO3)2; мочевина C(NH2)2O.
Фосфорные: простой суперфосфат Са(Н2РO4)2 и CaSO4, двойной суперфосфат Са(Н2РO4)2 с примесью СаНРO4.
Калийные: хлорид калия, сульфат калия КСl, K2SO4.
Комбинированные: KNO3.
Важнейшие элементы-неметаллы VIA-группы (халькогены)
*Электронные формулы атомов: кислород О [He] 2s22p4 ; сера S [Ne] 3s23p4 .
Аллотропные модификации кислорода и серы
Дикислород O2 – бесцветный газ.
Озон O3 – синий газ.
Кристаллическая сера S8 – твердое вещество желтого цвета.
Пластическая сера Sn – твердое вещество коричневого цвета.
*Получение кислорода
В промышленности: перегонка жидкого воздуха. В лаборатории:
термическое разложение сложных веществ, например:
2КМnO4 = К2МnO4 + МnO2 + O2↑
2Н2O2 = 2Н2O + O2↑
Химические свойства кислорода
Кислород – окислитель:
1) с металлами (сгорание на воздухе):
O2 + К = КO2 (надпероксид калия)
O2 + 2Na = Na2O2 (пероксид натрия)
O2 + 2Mg = 2MgO (оксид магния)
3O2 + 4Аl = 2Аl2O3 (оксид алюминия)
2) с неметаллами (сгорание на воздухе):
O2 + S = SO2
5O2 + 4Р (красный) = 2Р2O5
3) со сложными веществами:
O2 + 4Fe(OH)2 + 2Н2O = 4Fe(OH)3
Химические свойства серы
Сера – окислитель:
1) с водородом: S + Н2 = H2S (200 °C)
2) с металлами: 3S + 2Аl = Al2S3 (200 °C)
