Какое общее химическое свойство
Среди металлов традиционно выделяют несколько групп. Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:
- благородные металлы (серебро, золото, платина);
- щелочные металлы (металлы, образованные элементами (I)А группы периодической системы);
- щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий, радий).
Простые вещества, обладающие металлическими свойствами, в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются свойства восстановителя).
Ряд активности металлов
| (Li, K, Ba, Ca, Na, ) | (Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb) | H2 | (Cu, Hg, Ag, Pt, Au) |
активные металлы | металлы средней активности | неактивные металлы |
1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей те металлы, которые в ряду активности стоят после него (правее).
3. Металлы, находящиеся в ряду активности левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
4. Щелочные и щелочноземельные металлы в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.
Общие химические свойства металлов
Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами
1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды.
Металл + кислород → оксид.
Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния:
2Mg0+O02→2Mg+2O−2.
Видеофрагмент:
Обрати внимание!
Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют.
2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и иодом), образуя галогениды.
Металл + галоген → галогенид металла.
Например, при взаимодействии натрия с хлором образуется хлорид натрия:
2Na0+Cl02→2Na+1Cl−1.
3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.
Металл + сера → сульфид металла.
Например, при взаимодействии цинка с серой образуется сульфид цинка:
Zn0+S0→Zn+2S−2.
Видеофрагмент:
Взаимодействие цинка с серой
4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.
Например, при взаимодействии лития с азотом образуется нитрид лития:
6Li0+N02→2Li+13N−3.
При взаимодействии кальция с фосфором образуется фосфид кальция:
3Ca0+2P0→Ca+23P−32.
Взаимодействие со сложными веществами
1. Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой при обычных условиях, образуя растворимое в воде основание (щёлочь) и водород.
Активный металл + вода → щёлочь + водород.
Например, при взаимодействии натрия с водой образуются гидроксид натрия и водород:
2Na0+2H+12O−2→2Na+1O−2H+1+H02.
Видеофрагмент:
Взаимодействие натрия с водой
Обрати внимание!
Некоторые металлы средней активности реагируют с водой при повышенной температуре, образуя оксид металла и водород.
Например, раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe_3O_4 и водород:
3Fe0+4H+12O−2→Fe+2O−2⋅Fe+32O−23+4H02.
2. Mеталлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот, образуя соль и водород.
Металл + кислота → соль + водород.
Например, при взаимодействии алюминия с серной кислотой образуются сульфат алюминия и водород:
2Al0+3H+12S+6O−24→Al+32(S+6O−24)3+3H02.
Видеофрагмент:
Реакция алюминия с серной кислотой
3. Металлы реагируют с солями менее активных металлов в растворе, образуя соль более активного металла и менее активный металл в свободном виде.
Более активный металл + соль → соль более активного металла + менее активный металл.
Например, при взаимодействии железа с сульфатом меди((II)) образуются сульфат железа((II)) и медь:
Fe0+Cu+2S+6O−24→Fe+2S+6O−24+Cu0.
Видеофрагмент:
Взаимодействие железа с сульфатом меди
Химические свойства гидроксида металла во многом зависят от того, к какой группе он принадлежит — к щелочам или к нерастворимым основаниям.
Общие химические свойства щелочей
1. Кристаллы щелочей при растворении в воде полностью диссоциируют, то есть распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.
A) Например, при диссоциации гидроксида натрия образуются положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные гидроксид-ионы:
NaOH→Na++OH−.
Б) Процесс диссоциации гидроксида кальция отображается следующим уравнением:
Ca(OH)2→Ca2++2OH−.
2. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.
Фактически с индикатором взаимодействуют гидроксид-ионы, содержащиеся в растворе любой щёлочи. При этом протекает химическая реакция с образованием нового продукта, признаком протекания которой является изменение окраски вещества.
Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей
Индикатор | Изменение окраски индикатора |
| Лакмус | Фиолетовый лакмус становится синим |
| Фенолфталеин | Беcцветный фенолфталеин становится малиновым |
Универсальный индикатор | Универсальный индикатор становится синим |
Видеофрагмент:
Действие щелочей на индикаторы
3. Щёлочи взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.
Реакции обмена между щелочами и кислотами называют реакциями нейтрализации.
А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуются хлорид натрия и вода: NaOH+HCl→NaCl+H2O.
Видеофрагмент:
Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой
Б) Если нейтрализовать гидроксид кальция азотной кислотой, образуются нитрат кальция и вода:
Ca(OH)2+2HNO3→Ca(NO3)2+2H2O.
4. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду.
А) Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода((IV)) т. е. углекислым газом, образуются карбонат кальция и вода:
Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+H2O.
Обрати внимание!
При помощи этой химической реакции можно доказать присутствие оксида углерода((IV)): при пропускании углекислого газа через известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция) раствор мутнеет, поскольку выпадает осадок белого цвета — образуется нерастворимый карбонат кальция.
Б) При взаимодействии гидроксида натрия с оксидом фосфора((V)) образуются фосфат натрия и вода:
6NaOH+P2O5→2Na3PO4+3H2O.
5. Щёлочи могут взаимодействовать с растворимыми в воде солями.
Обрати внимание!
Реакция обмена между основанием и солью возможна в том случае, если оба исходных вещества растворимы, а в результате образуется хотя бы одно нерастворимое вещество (выпадает осадок).
А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с сульфатом меди((II)) образуются сульфат натрия и гидроксид меди((II)):
2NaOH+CuSO4→Na2SO4+Cu(OH)2↓.
Б) При взаимодействии гидроксида кальция с карбонатом натрия образуются карбонат кальция и гидроксид натрия:
Ca(OH)2+Na2CO3→CaCO3↓+2NaOH.
6. Малорастворимые щёлочи при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.
Например, если нагреть гидроксид кальция, образуются оксид кальция и водяной пар:
Ca(OH)2⟶t°CaO+H2O↑.
Общие химические свойства нерастворимых оснований
1. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.
А) Например, при взаимодействии гидроксида меди((II)) с серной кислотой образуются сульфат меди((II)) и вода:
Cu(OH)2+H2SO4→CuSO4+2H2O.
Б) При взаимодействии гидроксида железа((III)) с соляной (хлороводородной) кислотой образуются хлорид железа((III)) и вода:
Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3H2O.
Видеофрагмент:
Взаимодействие гидроксида железа((III)) с соляной кислотой
2. Некоторые нерастворимые основания могут взаимодействовать с некоторыми кислотными оксидами, образуя соль и воду.
Например, при взаимодействии гидроксида меди((II)) с оксидом серы((VI)) образуются сульфат меди((II)) и вода:
Cu(OH)2+SO3⟶t°CuSO4+H2O.
3. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.
А) Например, при нагревании гидроксида меди((II)) образуются оксид меди((II)) и вода:
Cu(OH)2⟶t°CuO+H2O.
Видеофрагмент:
Разложение гидроксида меди((II))
Б) Гидроксид железа((III)) при нагревании разлагается на оксид железа((III)) и воду:
2Fe(OH)3⟶t°Fe2O3+3H2O.
Неорганические вещества классифицируют по различным классифицирующим признакам. По химическому составу их делят на простые и сложные.
Простыми называют вещества, которые образуют атомы одного и того же химического элемента; сложными — вещества, которые образуют атомы двух и более химических элементов.
Простые вещества делят на металлы и неметаллы.
Металлами называют простые вещества, которые обладают характерными металлическими свойствами, а именно высокой электро- и теплопроводностью и металлическим блеском.
Простые вещества, которые образуют атомы элементов-неметаллов, при нормальных условиях такими свойствами не обладают.
В Периодической таблице Д. И. Менделеева неметаллы расположены в главных подгруппах справа вверху от условной диагонали, проведенной через бор и астат. В главных подгруппах слева от этой диагонали и во всех побочных подгруппах располагаются металлы.
Оксидами называют класс химических соединений, состоящий из какого-либо элемента и кислорода со степенью окисления –2.
Оксиды классифицируют так.
Несолеобразующими, или безразличными, называют оксиды, не проявляющие ни оснОвные, ни кислотные свойства, например N2O, NO, CO.
Солеобразующими называют группу кислотных, основных и амфотерных оксидов.
Кислотные оксиды образуют неметаллы и некоторые металлы в высших степенях окисления. Примеры кислотных оксидов: CO2, SiO2, N2O3, NO2, N2O5, P2O3, P2O5, SO2, SO3, Cl2O5, Cl2O7, CrO3, Mn2O7.
Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием солей; с основаниями с образованием солей и воды или кислых солей, а также с водой в том случае, если образующаяся в ходе такой реакции кислота растворима в воде:
Кроме того, кислотные оксиды вступают в окислительно-восстановительные и обменные реакции:
Основные оксиды образуют металлы в низших степенях окисления. Наиболее известные из них: Li2O, Na2O, K2O, MgO, CaO, BaO, HgO, Ag2O.
Их характерные свойства: реакции с кислотными оксидами с образованием солей и с кислотами с образованием солей и воды, например:
Некоторые основные оксиды реагируют с водой с образованием оснований. Эта реакция проходит в том случае, если продукт реакции растворим в воде:
Амфотерными называют оксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства в зависимости от другого реагента. Наиболее известные амфотерные оксиды Al2O3, Cr2O3, ZnO, BeO, PbO, SnO. Ряд оксидов, например CuО, Fe2O3, проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных.
Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей и воды или комплексных соединений:
С водой амфотерные оксиды не взаимодействуют.
Основаниями называют класс химических соединений, которые состоят из катиона металла или иона аммония и одной или нескольких гидроксильных групп, способных к замещению на анионы.
Число гидроксильных групп определяет кислотность основания.
Щелочами называют растворимые в воде основания.
Сильные основания: гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2. Слабые основания: все нерастворимые в воде гидроксиды металлов и гидрат аммиака.
Все основания легко реагируют с кислотами (реакция нейтрализации) и кислотными оксидами с образованием солей и воды:
Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:
Щелочи при сплавлении с амфотерными оксидами дают соль и воду:
Щелочи могут вступать в реакции обмена с солями, если в результате этой реакции образуется осадок, например:
Нерастворимые в воде основания, а также гидроксид лития при нагревании разлагаются на оксид и воду:
Кислотами называют класс химических соединений, которые содержат в своем составе один или несколько катионов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и анионов кислотных остатков.
Неорганическими кислотами называют вещества, молекулы которых при электролитической диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в растворе образуются гидроксоний-катионы Н3О+ и анионы кислотных остатков А–:
Исключение составляет борная кислота В(ОН)3, которая акцептирует гидроксид-ионы ОН–, в результате чего в водном растворе создается избыток гидроксоний-катионов:
Именно поэтому формулу H3BO3 и соответственно название борная кислота применять не рекомендуется, поскольку все три атома водорода молекулы В(ОН)3 не являются кислотными, т. е. не подвергаются кислотной диссоциации по Аррениусу или кислотному протолизу по Бренстеду.
Основностью кислоты называют число способных замещаться на металл атомов водорода в ее молекуле. По основности кислоты делят на одно-, двух- и трехосновные, например HBr, H2S и H3PO4 соответственно.
В зависимости от элементного состава кислоты делят на бескислородные и кислородные, например HBr и H2SO3.
Кислотный остаток — это структурный элемент молекулы кислоты, который выступает как единое целое в ходе химических реакций.
Все кислоты вступают в реакцию с основаниями с образованием солей и воды (реакция нейтрализации), с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды, например:
Водные растворы сильных кислот вступают в реакцию с металлами, которые стоят в ряду напряжений металлов левее водорода, с образованием соли и выделением водорода:
Исключением является азотная кислота в любой концентрации и концентрированная серная кислота. В этих случаях водород не выделяется, а происходит восстановление атомов азота и серы соответственно.
Сильные кислоты вытесняют более слабые кислоты из их солей. При этом образуется новая кислота и новая соль:
Сильные кислоты: HI, HBr, HCl, HClO4, H2SO4, HNO3, H2CrO4, H2Cr2O7, HMnO4.
Кислоты средней силы: H2SO3, H3PO4, HF, HNO2.
Слабые кислоты: CH3COOH, H2CO3, H2S.
Кислородсодержащие кислоты и основания объединяют в общий класс гидроксидов.
Амфотерными называют гидроксиды, способные реагировать как с кислотами, так и с основаниями. Амфотерные гидроксиды: Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2 Некоторые гидроксиды (Cu(OH)2, Fe(OH)3) проявляют амфотерные свойства с преобладанием основных. Проиллюстрируем химические свойства амфотерных гидроксидов на примере реакций гидроксида цинка.
Химические свойства гидроксида:
Солями называют класс химических соединений, которые представляют собой продукты взаимодействия кислот с основаниями.
По составу соли классифицируют на средние, кислые и основные.
Средними называют соли, которые состоят только из катиона металла или иона аммония и аниона кислотного остатка, например: CsBr, MgSO4.
Кислыми называют соли, которые наряду с катионом металла содержат катионы водорода, способные замещаться на другие катионы в ходе обменных реакций, например: LiHCO3, CaHPO4.
Основными называют соли, которые наряду с анионом кислотного остатка содержат одну или несколько гидроксильных групп, способных замещаться на анионы в ходе реакций обмена, например: Al(OH)Br2, Cu(OH)I.
Комплексными называют соли, которые содержат в своем составе комплексные катионы и/или анионы, например: K4[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2]Cl.
Двойными называют соли, формально представляющие собой продукты взаимодействия двух простых солей, например: KAl(SO4)2.
Смешанными называют соли, являющиеся производными нескольких кислот и/или оснований, например: BaClBr.
Соли могут реагировать с кислотами с образованием кислых солей; более сильные кислоты могут вытеснять более слабые из их солей:
Соли взаимодействуют со щелочами:
Растворимые в воде соли могут вступать друг с другом в реакции обмена, если один из продуктов уходит из сферы реакции в виде осадка, например:
Растворы или расплавы солей вступают во взаимодействие с металлами, стоящими левее, чем металл, входящий в состав соли, в ряду стандартных электродных потенциалов:
Кислые соли вступают в реакции со щелочами с образованием средних солей и воды:
Некоторые кислые соли, например угольной кислоты, разлагаются под действием более сильных кислот:
ОснОвные соли вступают в реакции с кислотами:
Комплексные соли реагируют с сильными кислотами, продукты реакции зависят от соотношения между реагентами, например:
При нагревании комплексные соли теряют воду:
Классификацию неорганических веществ можно представить следующей самой общей схемой:
Этот вопрос волнует каждого девятиклассника. Для того чтобы сдать экзамен по химии , не нужно заучивать целые учебники наизусть. Достаточно прочитать эту статью и выучить всё то, что ещё не знаете.
Неорганические соединения
Классификация
Классификация неорганических веществ
Металлы
Определение металлов
Общие химические свойства металлов
Способы получения металлов
Внешний вид некоторых металлов
Неметаллы
Определение неметаллов
Химические свойства неметаллов
Получение неметаллов
Внешний вид некоторых неметаллов
Оксиды
Классификация оксидов
Определение оксидов
Определение несолеобразующих оксидов
Солеобразующие оксиды
Получение оксидов
Химические свойства оксидов:
Хим. свойства оксидов
Хим. свойства оксидов
Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют либо кислотные, либо основные свойства.
Внешний вид некоторых оксидов
ГИДРОКСИДЫ
Гидроксиды
Основания
Определение оснований
Получение оснований
Химические свойства оснований
Внешний вид некоторых оснований
Кислоты и их соли
Название и формулы кислот и их кислотных остатков
Определение кислот
Химические свойства кислот
Кислоты взаимодействуют с металлами, основаниями, основными оксидами и солями:
Взаимодействие кислот с другими соединениями
Взаимодействие с металлами концентрированной серной кислоты и азотной кислоты:
Взаимодействие H2SO4(конц.) и HNO3(конц.) и (разб.) с металлами
Окисление хлороводорода, бромоводорода и йодоводорода:
4HCL + O2 = 2Cl2 + 2H2O
4HBr + O2 = 2Br2 + 2H2O
4HI + O2 = 2I2 + 2H2O
Большинство кислот — бесцветные жидкости, но HCl -бесцветный газ с резким запахом, но может находится и в растворённом состоянии; H2S — бесцветный газ с запахом тухлых яиц; H2SiO3 — нерастворимая кислота.
Внешний вид кремниевой кислоты
Способы получения кислот
Соли
Определение солей
Химические свойства солей
Получение солей
Внешний вид солей серебра
Таблица растворимости с цветами осадков
Строение атома
Строение втома
Свойства атомов
Свойства атомов
Чем больше электроотрицательность, тем меньше радиус атома.
Расшифровка периодической таблицы
Виды связей атомов в молекуле
1. Ковалентная НеМе+НеМе
- неполярная НеМе 1 + НеМе 1 (например, F2)
- полярная НеМе1 + НеМе 2 (например, NO2)
2. Ионная НеМе+Ме(например, CuO)
3. Металлическая — связь между атомами в металлическом кристалле (например, Mg)
Для тех, кому интересно, механизмы образования связей в молекуле я подробно описала в данной статье: https://zen.yandex.ru/media/id/5d9c9bed7cccba00af455235/tipy-sviazei-v-molekule-himiia-5d9ee8f86d29c100b10b1099
Виды реакций
Все реакции в неорганической химии можно разделить по нескольким признакам:
1. По числу и составу исходных и образующихся веществ все реакции можно разделить на реакции
• Разложения
CaCO3=CaO + CO2
• Соединения
CaO + CO2=CaCO3
• Обмена
AgNO3 + HI=AgI + HNO3
•Замещения
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
2. По тепловому эффекту реакции бывают
• Эндотермические — с поглощением энергии
CaCO3 + Q=CaO + CO2
Для реакций разложения необходима определённая температура, а значит, идёт процесс поглощения тепла. Большинство реакций разложения — эндотермические.
• Экзотермические — с выделением энергии
C + O2 = CO2 + Q (горение углерода)
Как правило, большинство реакций соединения являются экзотермическими.
3. По изменению степени окисления реакции разделяют на
• Окислительно-восстановительные реакции — взаимодействие веществ с изменением степени окисления.
Пример окислительно-восстановительной реакции
• Не окислительно-восстановительные — в ходе таких реакций степень окисления не меняется.
AgNO3 + HI=AgI + HNO3
4. По признаку обратимости реакции бывают
• Необратимые. Признаки необратимых реакций: выделение газа, выделение воды, выпадение или растворение осадка.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
AgNO3 + HI=AgI ↓ + HNO3
• Обратимые. Если не выделяется газ, вода и не выпадает или не растворяется осадок, то такая реакция обратима.
NaNO3 + KCl ⇌ NaCl + KNO3
Также химические реакции делятся на:
Электролиты, окислители, восстановители, анионы, катионы
Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов.
Разделение электролитов
Окислители и восстановители
Анион — отрицательно заряженный ион. Катион — положительно заряженный ион .
Формулы
Химические формулы
NA = 6,022 140 76⋅1023 моль−1.
При нормальных условий молярный объем газов Vm = 22,4 л/моль.
Ионные уравнения
Ионные уравнения реакций
Также для решения семнадцатого задания нужны познания в органической химии, правилах безопасности и использования химических веществ.
Я очень старалась в течение нескольких дней и приложила множество усилий для написания этой статьи. Текст и некоторые картинки я делала самостоятельно. Если эта статья была полезна, то прошу вас поставить лайк и поделиться со своими друзьями и знакомыми. Для меня это важно.
На этом всё. Приму любые ваши замечания. Если что-то непонятно, можете задавать вопросы в комментарии, или писать на мою почту: lera.shishova.03@bk.ru . Также можете обратиться ко мне, если вам непонятна какая-то тема. Я обязательно напишу по ней статью. До встречи! Всем удачи!