Презентация по химии на темуХимические свойства неорганических соединений. Задание 39 ЕГЭ по химии.

Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии)Дуванова Татьяна Викторовна, учитель химии МАОУ «ФТЛ №1»САРАТОВ 2015 Свойства неорганических веществ(задание 37 ЕГЭ по химии)От названий к формуламХарактеризуем веществаУстанавливаем последовательность превращенийСвойства неорганических веществ От названий к формулам От названий к формулам От названий к формулам От названий к формулам От названий к формуламMnO2 (диоксид марганца) – пиролюзитCrO3 (оксид хрома (VI)) – хромовый ангидрид Термины, используемые при описании экспериментаНавеска — это просто некоторая порция вещества определенной массы (её взвесили на весах). Прокалить — нагреть вещество до высокой температуры и греть до окончания химических реакций. «Взорвали смесь газов» — это значит, что вещества прореагировали со взрывом. Обычно для этого используют электрическую искру. Отфильтровать — отделить осадок от раствора.Профильтровать — пропустить раствор через фильтр, чтобы отделить осадок. Термины, используемые при описании экспериментаФильтрат — это профильтрованный раствор.Растворение вещества — это переход вещества в раствор. Оно может происходить без химических реакций (например, при растворении в воде поваренной соли NaCl получается раствор поваренной же соли NaCl, а не щелочь и кислота отдельно), либо в процессе растворения вещество реагирует с водой и образует раствор другого вещества (при растворении оксида бария получится раствор гидроксида бария). Растворять можно вещества не только в воде, но и в кислотах, в щелочах и т.д.Выпаривание — это удаление из раствора воды и летучих веществ без разложения содержащихся в растворе твёрдых веществ. Термины, используемые при описании экспериментаУпаривание — это просто уменьшение массы воды в растворе с помощью кипячения.Сплавление — это совместное нагревание двух или более твёрдых веществ до температуры, когда начинается их плавление и взаимодействие. Осадок и остаток.Очень часто путают эти термины. Хотя это совершенно разные понятия.«Реакция протекает с выделением осадка» — это означает, что одно из веществ, получающихся в реакции, малорастворимо. «Остаток» — это вещество, которое осталось, не истратилось полностью или вообще не прореагировало. Например, если смесь нескольких металлов обработали кислотой, а один из металлов не прореагировал — его могут назвать остатком. Наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществГАЗЫ:Окрашенные: Cl2 – желто-зеленый; NO2 – бурый; O3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl2 и NO2 реагируют с ней.  Бесцветные без запаха: Н2, N2, O2, CO2, CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде. Бесцветные с запахом: HF, HCl, HBr, HI, SO2 (резкие запахи), NH3(нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты, PH3(чесночный), H2S(тухлых яиц) - мало растворимы в воде, ядовиты. ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ:желтыеХроматы, например K2CrO4Растворы солей железа (III), например, FeCl3,бромная вода, cпиртовые и спиртово-водные растворы йода – в зависимости от концентрации от жёлтого до бурогооранжевыеДихроматы, например, K2Cr2O7зеленые Гидроксокомплексы хрома (III), например, K3[Cr(OH)6], соли никеля (II), например NiSO4, манганаты, например, K2MnO4голубыеСоли меди (II), например СuSO4От розового до фиолетовогоПерманганаты, например, KMnO4От зеленого до синегоСоли хрома (III), например, CrCl3 ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ,ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВжелтыеAgBr, AgI, Ag3PO4, BaCrO4, PbI2,CdSбурыеFe(OH)3, MnO2черные, черно-бурыеСульфиды меди, серебра, железа, свинцасиниеCu(OH)2, KFе[Fe(CN)6]зеленыеCr(OH)3 – серо-зеленыйFe(OH)2 – грязно-зеленый, буреет на воздухе ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВАжелтыесера, золото, хроматыоранжевыеoксид меди (I) – Cu2O дихроматыкрасныебром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный,Fe2O3, CrO3черныеСuO, FeO, CrOСерые с металлическим блескомГрафит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов.зеленыеCr2O3, малахит (CuOH)2CO3, Mn2O7 (жидкость) ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВАжелтыесера, золото, хроматыоранжевыеoксид меди (I) – Cu2O дихроматыкрасныебром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный,Fe2O3, CrO3черныеСuO, FeO, CrOСерые с металлическим блескомГрафит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов.зеленыеCr2O3, малахит (CuOH)2CO3, Mn2O7 (жидкость) Последовательность превращенийЧёрный порошок, который образовался при длительном нагревании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-ной серной кислоте и получили раствор голубого цвета. В раствор добавили щёлочь и выпавший осадок отделили и растворили в избытке концентрированного раствора аммиака. СuCuOСuSO4Cu(OH)2[Сu(NH3)4](OH) 2 Последовательность превращенийСuCuOСuSO4Cu(OH)2[Сu(NH3)4](OH) 21) 2Сu + O2 = 2CuO2) CuO + H2SO4 = СuSO4 + H2O3) СuSO4 + 2NaOH =Cu(OH)2↓ + Na2SO44) Cu(OH)2 +4NH4OH = [Сu(NH3)4](OH) 2+ 4H2O Последовательность превращенийВещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций.P P2O5 H3PO4 Ca3(PO4)2 Ca(H2PO4)2 Последовательность превращенийВещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций.1) 4P +5O2 = 2P2O52) P2O5+ 3H2O = 2H3PO43) 2H3PO4 + 3CaO =Ca3 (PO4)2↓ + 3H2O4) Ca3 (PO4)2 +4H3PO4 = 3Сa(H2PO4)2 Свойства неорганических веществЗадание 37 требует от участника ЕГЭ знание свойств разнообразных неорганических веществ, связанных с протеканием как ОВР между веществами, так и обменных реакций, протекающих в растворах. Реакция лития или магния с азотом:6Li+N2=2Li3N3Mg+N2=Mg3N2Горение магния в углекислом газе:2Mg+CO2=2MgO+CОсобое свойство плавиковой кислоты:SiO2 + 4HF = 2H2O+ SiF4 Свойства неорганических веществНеобходимо обратить внимание учащихся на окислительно-восстановительные реакции с участием озона, которые встречаются в материалах ЕГЭ:Na2S + 4O3 = Na2SO4+­4O2При подготовке учащихся к ЕГЭ необходимо напомнить им, что железо, реагируя с фтором, хлором и бромом, окисляется до степени окисления +3 и образует галогениды FeF3, FeCl3, FeBr3, но в реакции с иодом оно дает иодид железа (II) FeI2 Свойства неорганических веществОкислительные свойства солей трехвалентного железа:2FeCl3+Cu=CuCl2+2FeCl22FeCl3+Fe=3FeCl2 Свойства неорганических веществВосстановительные свойства аммиака:4NH3+3O2=2N2+6H2О4NH3+5O2=4NO+6H2О2NH3+3CuO=N2+3Cu+3H2О8NH3+3Br2=N2+6NH4Br2NH3+2KMnO4=N2+2MnO2+2KOH­+2H2Оkat Свойства неорганических веществМалохарактерные для него окислительные свойства аммиак проявляет в реакциях с активными металлами:2NH3+6Mg=2Mg3N2+3H22NH3+2Al=2AlN+3H2Могут пригодиться знания об аммиачных комплексах:CuSO4+4NH3=[Cu(NH3)4]SO4AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl Свойства неорганических веществТрудными для выпускников оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе:K2SО4 + 4Н2 = К2S + 4Н2ОAg2SО4 + Н2 = 2Ag + Н2SО4BaSО4 + 4Н2 = BaS + 4Н2ОNa2SО4 + 4C = Na2S + 4CОBaSО4 + 4C = BaS + 4CОNa2SO3 + S = Na2S2O3­3Ca3(РО4)2 + 16Al = 3Ca3Р2 + 8Al2О3 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Для получения азотной кислоты оксид азота (IV) должен быть доокислен, например кислородом воздуха:4NO2 + O2 + 2H2О = 4HNO3Лабораторный способ получения хлороводорода: к твердому хлориду натрия приливают концентрированную серную кислоту NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl­ Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Для получения бромоводорода из бромида натрия, концентрированная серная кислота не подойдет, так как выделяющийся бромоводород будет загрязнен парами брома. Можно использовать концентрированную фосфорную кислоту: NaBr+ H3PO4 (конц.) = NaH2PO4 + HBr­Кислоты-неокислители реагируют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, с выделением водорода и образованием соответствующей соли:Fe + 2HCl = FeCl2 + H2­ Схема 1: Азотная кислотаКислота HNO3концентрированнаяразбавленнаяочень разбавленнаяМеталлы образуется нитрат металла + продукт восстановления азота (не водород!) неактивные (правее Н) кроме Au, PtNO2NOцинкNO2N2NH4NO3железопассивация (при нагревании - NO2)NON2, NH4NO3алюминийпассивация (при нагревании - NO2)N2NH4NO3хромне растворяетсямарганецNO2NOбериллийпассивация NOщелочные N2ONH4NO3Щелочноземельные N2ON2ONH4NO3магнийN2OНеметаллы кислота неметалла в высшей степени окисления или ОКСИД (если кислота неустойчива) NO или NO2не реагируют! Схема 2: Серная кислотаКислотаконцентрированнаяразбавленнаянеактивные металлы (после Н)– SO2 + сульфат металла (Pt, Au – не реагируют!)не реагируют!цинк  SO2 + сульфат металла сульфат металла(минимально возможной степени окисления)+ Н2железотолько при нагревании  SO2 + сульфат металла (+3)алюминийхромНе реагируетбериллийНе реагируетщелочные  Н2S + сульфат металлащелочноземельные и магний S + сульфат металла Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметалламиP + 5HNO3 (конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2OS + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2OH2S + 8HNO3 (конц.) = H2SO4 + 8NO2 + 4H2OFeS2 + 8HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Серная кислота окисляет галогеноводороды HI и HBr ( но не HCl) до свободных галогенов, а неметаллы – до соответствующих им кислот:8HI + H2SO4 (конц.) = H2S + 4I2 + 4H2O2HBr + H2SO4 (конц.) = SO2 + Br2 + 2H2O2P + 5H2SO4 (конц.) =2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Кислоты взаимодействуют с солями более слабых и более летучих кислот:Нелетучая, хотя и не самая сильная, серная кислота вытесняет все кислоты из их солей, а ее не может вытеснить ни одна кислота.Исключение:CuSO4+H2S=CuS+ Н2SO4 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Ортофосфорная кислота по первой стадии диссоциирует как кислота средней силы, по второй - как слабая, а по третьей стадии диссоциация настолько незначительна, что в растворе ничтожно мало ионов РО43-. Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H2PO4-, в меньшем количестве присутствуют HPO42-. По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О2Н3РО4 + 2К = 2КН2РО4 + Н2 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Ортофосфорная кислота по первой стадии диссоциирует как кислота средней силы, по второй - как слабая, а по третьей стадии диссоциация настолько незначительна, что в растворе ничтожно мало ионов РО43-. Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H2PO4-, в меньшем количестве присутствуют HPO42-. По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О2Н3РО4 + 2К = 2КН2РО4 + Н2 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Фосфат калия можно получить лишь при избытке щелочи:Н3РО4 + 3КОН(изб.) = К3РО4 + 3Н2ОПродуктом реакции аммиака с фосфорной кислотой может также быть кислая соль:NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4Избыток щелочи переводит кислые соли в средние:Na2НРО4 + NaОН (изб.) = Na3РО4 + Н2О Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Чтобы получить из основной соли среднюю соль нужно подействовать кислотой:MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O При добавлении сильной кислоты все соли ортофосфорной кислоты превращаются в дигидрофосфаты, которые растворимы в воде:Na3РО4 + 2НCl = NaН2РО4 + 2NaCl РО43-+ 2Н+= Н2РО4-Общее свойство всех нерастворимых фосфатов – их растворимость в растворах сильных кислот:Ca3(РО4)2 + 4HNО3 = Са(H2РО4)2 + 2Ca(NО3)2 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Более сильное основание вытесняет более слабое из его солей:AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaClMgCl2 + KOH = MgOHCl + KClNH4Сl + NaOH = NaCl + NH3 + H2OГидроксиды металлов разлагаются при нагревании, кроме NaOH, KOH:2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.Определенную трудность для учащихся представляют окислительно-восстановительные реакции щелочей с неметаллами:Cl2 + 2KOH = KCl + H2O + KClO (на холоду)(аналогично с Br2, I2) Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (при нагревании)(аналогично с Br2, I2) Si + 2KOH+ H2O = K2SiO3 + 2H2 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S+ 3H2O8P + 3Ba(OH)2+ 6H2O = 3Ba(H2PO2)2 + 2PH3 гипофосфит бария Термическое разложение солей.Разложение нитратов2NaNO3 = NaNO2 + ½ O22Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + О2 2Fe(NO3)3 = Fe2O3 + 6NO2 + 1,5 O2 2Fe(NO3)2 = Fe2O3 + 4NO2 + 0,5O22AgNO3 = 2Ag+ 2NO2 + O2 Термическое разложение солей.Разложение солей аммонияНа аммиак и соответствующую кислоту разлагаются при нагревании только те соли аммония, которые содержат анион, не обладающий окислительными свойствами:(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2+ H2O(NH4)2HPO4 = 2NH3 + H3PO4Чем сильнее кислота, тем труднее разложить соль:(NH4)2SO4 = 2NH3 + NH4HSO4Если анион соли обладает окислительными свойствами, то аммиак не образуется:NH4NO3 = N2O + 2H2ONH4NO2 = N2 + 2H2O(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3+ 4H2O Термическое разложение солей.Разложение солей угольной кислотыНе разлагаются при нагревании карбонаты щелочных металлов (кроме Li2CO3).Все остальные карбонаты и карбонат лития разлагаются на оксид металла и углекислый газ:Li2CO3= Li2O + CO2СaCO3= CaO + CO2Все гидрокарбонаты разлагаются сначала до карбонатов:Ca(HCO3)2 = СaCO3 + CO2+ H2OПри дальнейшем нагревании образовавшийся карбонат разлагается, как показано выше. Термическое разложение солей.Разложение кислородосодержащих солей – окислителей:2KClO3 = 2KCl+ 3O2 4KClO3 = KCl+ 3KClO4 2KMnO4 = K2MnO4+ MnO2­ + O2Разложение комплексных солей При нагревании разлагаются все комплексные соли, образованные амфотерными гидроксидами:NaAl(OH)4 = NaAlO2 + 2H2ONa2[Zn(OH)4] =­ Na2ZnO2 + 2H2O Разложение основных солей При нагревании разлагаются многие основные соли:(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2+ H2OMnO2  Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителейMnO4-в кислой среде Mn2+ бесцветный растворв нейтральной средеMnO2 бурый осадокв щелочной средеMnO42- зеленый раствор Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителейCr2O7 2-CrO4 2-в кислой среде Cr3+ сине-фиолетовый р-рв нейтральной средеCr(OH)3 серо-зеленыйосадокв щелочной среде [Cr(OН)6]3- раствор изумрудно-зеленого цвета Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителейкислотная среда:5Na2SО3 + 2КМnО4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 +K2SO4 + 5Na2SО4 + ЗН2Ощелочная среда:Na2SО3 + 2КМnО4 + 2KOH =2 K2MnO4 + Na2SО4 + Н2Онейтральная среда:3Na2SО3 + 2КМnО4 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SО4 +2 KOНПримеры:P + 2КМnО4 + H2SO4 = 2MnSO4 + KH2PO42NH3 + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O2K2Cr2O7 + 3C + 8H2SO4 = 3CO2 +2Cr2(SO4)3­­+2K2SO4+ 8H2O Электролиз ЭлектролизЭлектролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода:2HgSO4 + 2H2O  = 2Hg + О2 + 2H2SO41) на катоде: Hg2+ + 2e = Hg°2) на аноде: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+ до водорода:СаI2 + 2Н2О  =  Н2 + I2 + Са(ОН)21) на катоде: 2Н2О + 2e = 2ОН + Н22) на аноде: 2I- - 2e = I2  электролиз раствора сульфата натрия:1) на катоде: 2H2O + 2e = H2 + 2OH–2) на аноде: 2H2O – 4e = O2 + 4H+3) Составлено общее уравнение электролиза:2H2O = 2H2 + O2 ЭлектролизПри электролизе солей, образованных металлами, находящимися в ряду активности между алюминием и водородом 4FeCl3 + 6 H2O = 3H2 + 2 Fe + 6Cl2 + 2Fe (OH)3на катоде происходит конкурирующие восстановление катиона металла и воды, в результате на катоде выделяются металл и водород, а в растворе образуется гидроксид соответствующего металла; на аноде происходит окисление анионов бескислородных кислот, в частности выделяется Cl2. Электролиз солей карбоновых кислотCH3CH2COONa  CH3CH2COO- + Na+ H2O-КNa+:-ACH3CH2COOO- - ē = CH3CH2COO· свободный радикал, неустойчивH2O:Анод = графит – инертный!2H2O + 2ē = H20 + 2OH-CH3CH2COO· = CO2 + C2H5· свободный радикал, неустойчивCH3CH2· + C2H5· = CH3CH2–CH2CH32CH3CH2COONa + 2H2O = = H2 + 2NaOH + 2CO2 + CH3CH2-CH2CH3





Электрохимический ряд напряжения металловЧем ближе стоит металл к началу ряда, тем сильнее его восстановительные свойства и тем слабее окислительная способность его ионов.Металлы, стоящие до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот. Но следует иметь в виду, что свинец, стоящий перед водородом, не может вытеснить его из раствора серной кислоты, так как при контакте с этой кислотой на поверхности металла сразу же образуется защитный слой нерастворимого сульфата PbSO4. Этот слой изолирует металл от кислоты. Электрохимический ряд напряжения металловМеталлы, стоящие до магния (щелочные и щелочно – земельные), вытесняют водород также из воды и любого водного раствора. По этой причине уравнения реакций между этими металлами и растворами кислот- неокислителей (HCl, HBr, HI, H2SO4 (разб.)) не записывают.По этой же причине не записывают уравнения реакций щелочных и щелочно – земельных металлов с растворами солей. Щелочной металл не вытесняет менее активный металл из раствора его соли.Электрохимический ряд напряжений характеризует восстановительную способность металлов в водных растворах солей и не применим к расплавам солей. Например: 2Al + 3CaCl2 = 2AlCl3 + 3Ca расплав ГидролизПри сливании растворов солей, содержащих катион слабого основания и анион слабой кислоты, соль не образуется, так как идет гидролиз и по катиону, и по аниону:Al2(SO4)3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 3K2SO42FeCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 3CO2 + 6KCl2AlBr3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6KBr2AlCL3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaClГидролиз следует учитывать, рассматривая реакции металлов с растворами солей. Mg + 2NН4Cl = MgCl2 + 2NH3­+ 2H2­Растворы солей, имеющие кислую реакцию среды, вследствие гидролиза, способны растворять активные металлы, например, магний или цинк:Mg+MgCl2+2H2O=2MgOHCl+H2 ГидролизОсобую трудность у учащихся вызывают сложные случаи взаимодействия растворов веществ солей подвергающихся гидролизу. Так для взаимодействия раствора сульфата магния с карбонатом натрия можно записать целых три уравнения возможных  процессов:MgSO4+Na2CO3=MgCO3+Na2SO4 2MgSO4+2Na2CO3+H2O=(MgOH)2CO3+2Na2SO4+CO22MgSO4+2Na2CO3+2H2O=2Mg(OH)2+2Na2SO4+2CO2 Составление подобных уравнений реакций может потребоваться при выполнении заданий № 37 ЕГЭ по химии.3K[Al(OH)4] + AlCl3 = 3KCl + 4Al(OH)33Cl2 + 3K2CO3 = KClO3 + 3CO2 + 5KCl Гидролиз бинарных соединенийAl4C3 + 12Н2О = 4Аl(ОН)3 + ЗСН4Al2S3 + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + ЗН2SBaS+ 2Н2О = Ba(ОН)3 + Н2SCaC2 + 2Н2О = Ca(ОН)2 + С2Н2Ca3P2 + 6Н2О = 3Ca(ОН)2 + 2PН3CaH2 + 2Н2О = Ca(ОН)2 + 2Н2SiH4 + 2Н2О = SiО2 + 4Н2Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(ОН)2 + 2NH3PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HClPCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HClНе гидролизуются: SF6, NF3, CF4, CS2, AlN, Si3N4, SiC, Li4Si Амфотерностьв раствореZn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4]ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4]Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4] в расплавеZnO(тв) + 2NaOH(тв) = Na2ZnО2 + H2OZn(OH)2(тв) + 2KOH(тв) = K2ZnО2 + 2H2OAl2O3(тв) + 2NaOH(тв) = 2NaAlO2 + H2OA1(OH)3(тв) + KOH(тв) = NaAlO2 + 2H2O АмфотерностьСлабо амфотерные гидроксиды железа (III) и хрома (III) реагируют лишь с расплавами щелочей или с концентрированными растворами щелочей:с расплавами щелочейCr(OH)3(тв) + KOH(тв) = KCrО2 + 2H2OFe(OH)3(тв) + KOH(тв) = KFeO2 + 2H2Oс концентрированными растворами щелочейCr(OH)3 + 3KOH(конц.) = K3[Cr(OH)6]Fe(OH)3 + 3KOH(конц.) = K3[Fe(OH)6]Заметим, что в материалах ЕГЭ можно встретить и такое уравнение реакции:Fe(OH)3 + KOH = K[Fe(OH)4] АмфотерностьМеталлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, также могут реагировать и с кислотами, и со щелочами:Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H22Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2Для хрома и железа подобная реакция не характерна.При гидролизе солей, полученных из амфотерных соединений, образуются комплексные соли:KAlO2 + 2H2O = K [Al(OH)4]Амфотерные оксиды при сплавлении реагируют с карбонатами активных металлов:Al2O3 + K2CO3 = 2KAlO2 + CO2 Способы разрушения комплексных солей При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода:NaAl(OH)4 + 4HClизб. = NaCl + AlCl3 + 4H2OK3Cr(OH)6 + 6HNO3 изб. = 3KNO3 + Cr(NO3)3 + 6H2OПри действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:NaAl(OH)4 + HClнед. = NaCl + Al(OH)3 + H2OK3Cr(OH)6 + 3HNO3 нед. = 3KNO3 + Cr(OH)3 + 3H2OПри действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:NaAl(OH)4 + H2S = NaHS + Al(OH)3 + H2OK3Cr(OH)6 + 3H2CO3 = 3KHCO3 + Cr(OH)3 + 3H2O Способы разрушения комплексных солей При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:NaAl(OH)4 + CO2 = NaHCO3 + Al(OH)3K3Cr(OH)6+ 3SO2 = 3KHSO3 + Cr(OH)3 При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe3+, Al3+ и Cr3+ происходит взаимное усиление гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль активного металла:3NaAl(OH)4 + FeCl3 = 3Al(OH)3 + Fe(OH)3 + 3NaClK3Cr(OH)6 + Al(NO3)3 = Al(OH)3 + Cr(OH)3 + 3KNO3При нагревании выделяется вода:NaAl(OH)4 = NaAlO2 + 2H2OK3Cr(OH)6 = KCrO2 + 2H2O + 2KOH НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯОксид азота (I), оксид диазота, закись азота, «веселящий газ»слабый окислитель:2N2O =2N2 + O2N2O +H2 =N2 + H2O6N2O + P4 = 6N2 + P4O62N2O + C (графит) = 2N2 + CO2слабый восстановитель:N2O + H2SO4(конц., гор.) = 2NO + SO2+ H2OОксид азота (II), монооксид азота.2NO + O2 = 2NO22NO + C(графит) = N2+ CO22NO + 2Mg = N2+ 2MgOАзот НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯОксид азота (IV), диоксид азота4NO2 + O2 + 2H2О = 4HNO32NO2 + 2NaOH = NaNO3+ NaNO2+ H2O4NO2 + 4NaOH+ O2 = 4NaNO3+ 2H2ONO2 + 2NaOH+ NO = 2NaNO2+ H2ONO2 + SO2 = NO+ SO32NO2 + 4Cu = N2+ 4CuOАзот НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯПолучение:16HCl + 2KMnO4 =5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O4HCl + MnO2 =Cl2 + MnCl2 + 2H2OCвойстваС менее электроотрицательными неметаллами:2P + 5Cl2 = 2PCl52P + 3PCl5 = 5PCl32S + Cl2 = S2Cl2S2Cl2 + Cl2 = 2SCl2Важно отметить, что непосредственно с азотом и кислородом хлор не взаимодействует.Галогены НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯВзаимодействие с водой:Cl2 + H2O = HCl+ HClO2F2 + 2H2O = 4HF+ O2Окислительные свойства:2HCl + F2 = 2HF + Cl22NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBrPH3 + 4Br2 + 4Н2О = Н3РО4 + 8НВгKNO2 + Br2 + Н2О = KNO3 + 2НВгГалогены НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯГалогены не взаимодействуют с кислотами. Только I2 при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образует иодноватую кислоту HIO3: I2 + 10HNO3 (конц.) = 2HIO3 + 10NO2­+ 4H2OГалогеноводородыВосстановительные свойства (кроме HF):6HCl + 2HNO3 (конц.) = 3Cl2 + 2NO­+ 4H2O4HI + MnO2 = I2 + MnI2 + 2H2O2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O2HI + Br2 = 2HBr + I2Галогены НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯОсобым свойством серы является взаимодействие ее с сульфитами и образование тиосульфатов, солей несуществующей в свободном состоянии тиосерной кислоты H2S2O3:Na2SO3 + S = Na2S2O3При действии на тиосульфаты кислот происходит их разложение с образованием серы и сернистого газа:Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2OСера НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯОксид серы (IV) может быть доокислен кислородом:2SO2 + O2 = 2SO32SO2 + O2 + 2H2O = 2H2SO4и выступать в роли окислителя:SO2 + 2H2S = 3S + 2H2Oи в роли восстановителя:SO2 + PbO2 = PbSO4SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4+ 2НBrSO2 + NO2 + H2O = H2SO4+ NO3SO2 + 2КМnО4 + 2H2O = 2H2SO4+ 2MnO2+ K2SО4окислительные свойства оксида серы (VI):5SO3 + 2P = 5SO2+ P2O5Сера НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯполучение фосфора:Са3(Р04)2 + 5С + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5СО + 2Р взаимодействие с азотной кислотой:3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NOсо щелочами:4P + 3NaOH + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3с солями – окислителями:6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl (со взрывом).Фосфор НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯПри взаимодействии железа с галогенами образуются галогениды состава FeF3, FeCl3, FeBr3, но в реакции с иодом - FeI2Fe + I2 = FeI2Железо пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, но при нагревании реагирует с ними:2Fe + 6H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + 3SO2+ 6H2OFe + 6HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + 3NO2+ 3H2OЖелезо взаимодействует со щелочными расплавами окислителей:Fe + 3KNO3 + 2KOH = K2FeO4 + 3KNO2+ H2OМеталлы побочных подгрупп. Железо. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯОксид железа (II) FeO обладает основными и восстановительными свойствами.FeO + 2HI = FeI2 +H2OFeO + 4HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + NO2+ 2H2OОксид железа (III) обладает слабоамфотерными свойствами:Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3+ 3H2OС растворами щелочей он не взаимодействует. При сплавлении со щелочами и карбонатами щелочных металлов образуются ферриты:Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2+ H2OFe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2+ CO2Для него характерны также окислительные свойства:Fe2O3 + 6HI = 2FeI2+ I2+3H2O(реакция обмена невозможна, так как Fe+3 – окислитель, I-1 – восстановитель; по той же причине FeI3 – не существует).Металлы побочных подгрупп. Железо. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯГидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет основные и восстановительные свойства: FeO + 2HCl = FeCl2 +H2O2Fe(OH)2 + H2O2 = 2Fe(OH)34Fe(OH)2 + O2 = 4FeO(OH)+ 2H2OFe(OH)2 + 2Br2 + 6NaOH = Na2FeO4+ 4NaBr+ 4H2OВ материалах ЕГЭ встречается такая запись состава гидроксида железа(III): FeO(OH) – метагидроксид железа (III). Он проявляет слабоамфотерные и окислительные свойства: 2FeO(OH) + 3H2SO4= Fe2(SO4)3 + 4H2OFeO(OH) + 3NaOH(конц.)+H2O= Na3[Fe(OH)6] + 4H2O2FeO(OH) + 6HI= 2FeI2 + 4H2O + I2Металлы побочных подгрупп. Железо. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯСоли Fe3+ сильно гидролизуются, поэтому активные металлы растворяются в них с выделением водорода:FeCl3 + 2H2O + Zn = Fe(OH)2Cl + ZnCl2+ H2Соли Fe3+ - окислители, соли Fe2+ - восстановители:2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 3FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl22FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2Ферраты – сильные окислители:2Na2FeO4+ 16HCl = 3Cl2 + 4NaCl+ 2FeCl3 + 8H2OОбратим внимание на реакции соединений железа, где в окислительно-восстановительном процессе участвуют три элемента:FeS2 + 8HNO3 = Fe(NO3)3 + 5NO+2H2SO4+2H2OМеталлы побочных подгрупп. Железо. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯОксид хрома (II) CrO черного цвета, соответствующий гидроксид Cr(OH)2 – желтого. Оксид хрома (III) Cr2O3 в виде порошка темно-зеленого цвета, в кристаллическом состоянии он черный с металлическим блеском. Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – серо-зеленый. Оба соединения амфотерны. Реагируя с избытком щелочи, гидроксид хрома (III) образует изумрудно-зеленое соединение состава Na3Cr(OH)6.Оксид хрома (VI) CrO3 – это кислотный оксид темно-красного цвета. При его растворении в воде образуются две кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7. Это сильные кислоты, дихромовая существует только в растворе. Соли хромовой кислоты – хроматы (K2CrO4, Na2CrO4 – желтого цвета, соли дихромовой кислоты – дихроматы (K2Cr2O7, Na2Cr2O7 – оранжевого цвета. Металлы побочных подгрупп. Хром. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯХроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислотной.Na2Cr2O7 +2KOH = Na2CrO4 + K2CrO4+ H2O2K2CrO4 +H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4+ H2OПри действии на дихроматы концентрированной серной кислотой образуется оксид хрома (VI):K2Cr2O7 +2H2SO4 = 2CrO3 +2KHSO4+ H2OОксид хрома (VI) и дихроматы – сильнейшие окислители. Хроматы – окислители более слабые, чем дихроматы:2K2CrO4 +2H2O+3H2S= 2Cr(OH)3 + 3S+ 4KOHK2Cr2O7 +H2O+3H2S= 2Cr(OH)3 + 3S+ 2KOHМеталлы побочных подгрупп. Хром. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯОкислительные свойства соединений хрома(VI) наиболее сильно выражены в кислотной среде, а восстановительные свойства соединений хрома (III) - в щелочной:K2Cr2O7 +H2SO4+ 3SO2 = Cr2(SO4)3 +K2SO4+ H2OCr2(SO4)3 +3H2O2+ 10NaOH = 2Na2CrO4+3Na2SO4+ 8H2OМеталлы побочных подгрупп. Хром.