Г. Логинова - Сборник основных формул школьного курса химии

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.

*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.

*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)

3) с некоторыми неметаллами:

2S + С = CS2 (700 °C)

Сера – восстановитель:

1) с кислородом: S + O2= SO2

2) с галогенами: S + 3F2= SF6

S + Cl2= SCl2 (до 20 °C)

*Получение и химические свойства оксида серы(IV) и его гидрата

Получение в промышленности:

1) S + O2 = SO2 (сгорание на воздухе)

2) обжиг сульфидных руд:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2PbS + 3O2 = 2РЬО + 2SO2

Получение в лаборатории обменной реакцией:

Na2SO3(т) + 2H2S04(конц.) = 2NaHSO4 + SO2↑ + Н2O

Отношение к воде:

SO2 + Н2O = SO2 • Н2O

(гидрат диоксида серы – сернистая кислота)

SO2 • Н2О + Н2О ↔ HSO3¯ + Н3О+

слабая кислота

Получение серной кислоты

окисление 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 (400 °C; кат. Pt, V2O5, Fe2O3)

SO3 + H2O = H2SO4 + Q

Химические свойства серной кислоты

В разбавленном водном растворе сильная двухосновная кислота:

H2SO4 + 2Н2O = SO42- + 2Н3O+

Обменные реакции:

1) с оксидами металлов → соль + вода: