Salz19 Salz
1. Metall + Nichtmetall. Inerte Gase gehen diese Wechselwirkung nicht ein. Je höher die Elektronegativität eines Nichtmetalls ist, mit desto mehr Metallen reagiert es. Beispielsweise reagiert Fluor mit allen Metallen und Wasserstoff nur mit aktiven. Je weiter links ein Metall in der Aktivitätsreihe der Metalle steht, desto mehr Nichtmetalle kann es reagieren. Beispielsweise reagiert Gold nur mit Fluor, Lithium mit allen Nichtmetallen.
2. Nichtmetall + Nichtmetall. Dabei wirkt ein elektronegativeres Nichtmetall als Oxidationsmittel, weniger EO – als Reduktionsmittel. Nichtmetalle mit ähnlicher Elektronegativität wechselwirken nicht gut miteinander, zum Beispiel ist die Wechselwirkung von Phosphor mit Wasserstoff und Silizium mit Wasserstoff praktisch unmöglich, da das Gleichgewicht dieser Reaktionen in Richtung der Bildung einfacher Substanzen verschoben wird. Helium, Neon und Argon reagieren nicht mit Nichtmetallen, andere Inertgase können unter rauen Bedingungen mit Fluor reagieren. Sauerstoff interagiert nicht mit Chlor, Brom und Jod. Sauerstoff kann bei niedrigen Temperaturen mit Fluor reagieren.
3. Metall + Säureoxid. Metall stellt Nichtmetall aus Oxid wieder her. Das überschüssige Metall kann dann mit dem entstandenen Nichtmetall reagieren. Zum Beispiel:
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Si (mit Magnesiummangel)
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Mg 2 Si (mit einem Überschuss an Magnesium)
4. Metall + Säure. Metalle links von Wasserstoff in der Spannungsreihe reagieren mit Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff.
Die Ausnahme bilden Säuren - Oxidationsmittel (konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure), die mit Metallen reagieren können, die sich in der Spannungsreihe rechts von Wasserstoff befinden. Bei den Reaktionen wird kein Wasserstoff freigesetzt, sondern Wasser und das Säurereduktionsprodukt erhalten.
Es ist zu beachten, dass bei der Wechselwirkung eines Metalls mit einem Überschuss einer mehrbasigen Säure ein Säuresalz erhalten werden kann: Mg + 2H 3 PO 4 \u003d Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.
Wenn das Produkt der Wechselwirkung einer Säure und eines Metalls ein unlösliches Salz ist, dann wird das Metall passiviert, da die Oberfläche des Metalls durch das unlösliche Salz vor der Einwirkung der Säure geschützt wird. Beispielsweise die Einwirkung von verdünnter Schwefelsäure auf Blei, Barium oder Calcium.
5. Metall + Salz. in Lösung An dieser Reaktion ist ein Metall rechts von Magnesium in der Spannungsreihe beteiligt, einschließlich Magnesium selbst, aber links vom Salzmetall. Ist das Metall aktiver als Magnesium, dann reagiert es nicht mit Salz, sondern mit Wasser zu Alkali, das dann mit Salz reagiert. In diesem Fall müssen das Ausgangssalz und das resultierende Salz löslich sein. Das unlösliche Produkt passiviert das Metall.
Es gibt jedoch Ausnahmen von dieser Regel:
2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2;
2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Da Eisen eine mittlere Oxidationsstufe hat, wird sein Salz in der höchsten Oxidationsstufe leicht zu einem Salz in einer mittleren Oxidationsstufe reduziert, wodurch sogar weniger aktive Metalle oxidiert werden.
in Schmelzen eine Reihe von Metallspannungen funktionieren nicht. Ob eine Reaktion zwischen einem Salz und einem Metall möglich ist, lässt sich nur mit Hilfe thermodynamischer Berechnungen feststellen. Beispielsweise kann Natrium Kalium aus einer Kaliumchloridschmelze verdrängen, da Kalium flüchtiger ist: Na + KCl = NaCl + K (diese Reaktion wird durch den Entropiefaktor bestimmt). Andererseits wurde Aluminium durch Verdrängung von Natriumchlorid erhalten: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Dieser Vorgang ist exotherm und wird durch den Enthalpiefaktor bestimmt.
Es ist möglich, dass sich das Salz beim Erhitzen zersetzt und die Zersetzungsprodukte wie Aluminiumnitrat und Eisen mit dem Metall reagieren können. Aluminiumnitrat zerfällt beim Erhitzen in Aluminiumoxid, Stickstoffmonoxid (IV) und Sauerstoff, Sauerstoff und Stickstoffmonoxid oxidieren Eisen:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Metall + basisches Oxid. Ebenso wie in geschmolzenen Salzen wird die Möglichkeit dieser Reaktionen thermodynamisch bestimmt. Als Reduktionsmittel werden häufig Aluminium, Magnesium und Natrium verwendet. Beispiel: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe Exotherme Reaktion, Enthalpiefaktor) 2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (flüchtiges Rubidium, Enthalpiefaktor).
7. Nichtmetall + basisches Oxid. Hier sind zwei Möglichkeiten möglich: 1) Nichtmetall - Reduktionsmittel (Wasserstoff, Kohlenstoff): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) Nichtmetall - Oxidationsmittel (Sauerstoff, Ozon, Halogene): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.
8. Nichtmetall + Basis. In der Regel findet die Reaktion zwischen einem Nichtmetall und einem Alkali statt Nicht alle Nichtmetalle können mit Alkalien reagieren: Zu beachten ist, dass Halogene (je nach Temperatur unterschiedlich), Schwefel (bei Erwärmung), Silizium, Phosphor.
2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (in der Kälte)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (in heißer Lösung)
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O
2KOH + Si + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3 KPH 2 O 2
9. Nichtmetall + Säureoxid. Auch hier gibt es zwei Möglichkeiten:
1) Nichtmetall - Reduktionsmittel (Wasserstoff, Kohlenstoff):
CO 2 + C \u003d 2CO;
2NO 2 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + N 2;
SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si. Wenn das resultierende Nichtmetall mit dem als Reduktionsmittel verwendeten Metall reagieren kann, geht die Reaktion weiter (mit einem Überschuss an Kohlenstoff) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC
2) Nichtmetall - Oxidationsmittel (Sauerstoff, Ozon, Halogene):
2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2.
CO + Cl 2 \u003d COCl 2.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
10. Saures Oxid + basisches Oxid. Die Reaktion läuft grundsätzlich ab, wenn das resultierende Salz existiert. Beispielsweise kann Aluminiumoxid mit Schwefelsäureanhydrid zu Aluminiumsulfat reagieren, aber nicht mit Kohlendioxid, da das entsprechende Salz nicht existiert.
11. Wasser + basisches Oxid. Die Reaktion ist möglich, wenn ein Alkali gebildet wird, dh eine lösliche Base (oder leicht löslich im Fall von Calcium). Wenn die Base unlöslich oder schwerlöslich ist, dann gibt es eine umgekehrte Reaktion der Zersetzung der Base in Oxid und Wasser.
12. Basisches Oxid + Säure. Die Reaktion ist möglich, wenn das resultierende Salz existiert. Wenn das resultierende Salz unlöslich ist, kann die Reaktion passiviert werden, indem der Zugang der Säure zur Oberfläche des Oxids blockiert wird. Bei einem Überschuss einer mehrbasigen Säure ist die Bildung eines Säuresalzes möglich.
13. Säureoxid + Base. In der Regel verläuft die Reaktion zwischen Alkali und Säureoxid. Wenn das Säureoxid einer mehrbasigen Säure entspricht, kann ein Säuresalz erhalten werden: CO 2 + KOH \u003d KHCO 3.
Säureoxide, die starken Säuren entsprechen, können auch mit unlöslichen Basen reagieren.
Manchmal reagieren Oxide, die schwachen Säuren entsprechen, mit unlöslichen Basen, und es kann ein durchschnittliches oder basisches Salz erhalten werden (in der Regel wird eine weniger lösliche Substanz erhalten): 2Mg (OH) 2 + CO 2 \u003d (MgOH) 2 CO 3 + H2O.
14. Säureoxid + Salz. Die Reaktion kann in Schmelze und in Lösung erfolgen. In der Schmelze verdrängt das weniger flüchtige Oxid das leichter flüchtige Oxid aus dem Salz. In Lösung verdrängt das der stärkeren Säure entsprechende Oxid das der schwächeren Säure entsprechende Oxid. Zum Beispiel Na 2 CO 3 + SiO 2 \u003d Na 2 SiO 3 + CO 2, in Vorwärtsrichtung läuft diese Reaktion in der Schmelze ab, Kohlendioxid ist flüchtiger als Siliziumoxid; umgekehrt läuft die Reaktion in Lösung ab, Kohlensäure ist stärker als Kieselsäure und Siliciumoxid fällt aus.
Es ist möglich, ein Säureoxid mit seinem eigenen Salz zu kombinieren, beispielsweise kann Dichromat aus Chromat und Disulfat aus Sulfat und Disulfit aus Sulfit erhalten werden:
Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d Na 2 S 2 O 5
Dazu müssen Sie ein kristallines Salz und reines Oxid oder eine gesättigte Salzlösung und einen Überschuss an saurem Oxid nehmen.
In Lösung können Salze mit ihren eigenen Säureoxiden reagieren, um Säuresalze zu bilden: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Wasser + Säureoxid. Die Reaktion ist möglich, wenn eine lösliche oder schwerlösliche Säure gebildet wird. Wenn die Säure unlöslich oder schwerlöslich ist, dann gibt es eine umgekehrte Reaktion der Zersetzung der Säure in Oxid und Wasser. Beispielsweise ist Schwefelsäure durch die Reaktion der Gewinnung aus Oxid und Wasser gekennzeichnet, die Zersetzungsreaktion tritt praktisch nicht auf, Kieselsäure kann nicht aus Wasser und Oxid gewonnen werden, aber sie zerfällt leicht in diese Komponenten, aber Kohlensäure und schweflige Säure können teilnehmen sowohl in direkten als auch in Rückreaktionen.
16. Base + Säure. Die Reaktion läuft ab, wenn mindestens einer der Reaktanten löslich ist. Je nach Verhältnis der Reagenzien können mittlere, saure und basische Salze erhalten werden.
17. Base + Salz. Die Reaktion läuft ab, wenn beide Ausgangsstoffe löslich sind und als Produkt mindestens ein Nichtelektrolyt oder Schwachelektrolyt (Niederschlag, Gas, Wasser) erhalten wird.
18. Salz + Säure. In der Regel läuft die Reaktion ab, wenn beide Ausgangsstoffe löslich sind und als Produkt mindestens ein Nichtelektrolyt oder ein schwacher Elektrolyt (Niederschlag, Gas, Wasser) erhalten wird.
Eine starke Säure kann mit unlöslichen Salzen schwacher Säuren (Carbonate, Sulfide, Sulfite, Nitrite) reagieren und ein gasförmiges Produkt wird freigesetzt.
Reaktionen zwischen konzentrierten Säuren und kristallinen Salzen sind möglich, wenn eine flüchtigere Säure erhalten wird: Beispielsweise kann Chlorwasserstoff durch Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf kristallines Natriumchlorid, Bromwasserstoff und Jodwasserstoff durch Einwirkung von Orthophosphorsäure erhalten werden Säure auf die entsprechenden Salze. Sie können mit einer Säure auf Ihr eigenes Salz einwirken, um ein Säuresalz zu erhalten, zum Beispiel: BaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ba (HSO 4) 2.
19. Salz + Salz. In der Regel läuft die Reaktion ab, wenn beide Ausgangsstoffe löslich sind und als Produkt mindestens ein Nichtelektrolyt oder ein Schwachelektrolyt erhalten wird.
Achten wir besonders auf die Fälle, in denen ein Salz gebildet wird, was durch einen Strich in der Löslichkeitstabelle angezeigt wird. Hier gibt es 2 Möglichkeiten:
1) Salz existiert nicht, weil irreversibel hydrolysiert . Dies sind die meisten Carbonate, Sulfite, Sulfide, Silikate dreiwertiger Metalle sowie einige Salze zweiwertiger Metalle und Ammonium. Dreiwertige Metallsalze werden zu der entsprechenden Base und Säure hydrolysiert und zweiwertige Metallsalze zu weniger löslichen basischen Salzen.
Betrachten Sie Beispiele:
2FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl (1)
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 H2CO3
H2CO3 zerfällt in Wasser und Kohlendioxid, das Wasser im linken und rechten Teil wird reduziert und es stellt sich heraus: Fe 2 (CO 3) 3+ 3H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 CO2(2)
Wenn wir nun die Gleichungen (1) und (2) kombinieren und Eisencarbonat reduzieren, erhalten wir eine Gesamtgleichung, die die Wechselwirkung von Eisen (III) -chlorid und Natriumcarbonat widerspiegelt: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 CO2 + 6 NaCl
CuSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CuCO3+Na 2 SO 4 (1)
Das unterstrichene Salz existiert aufgrund irreversibler Hydrolyse nicht:
2CuCO3+ H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)
Wenn wir nun die Gleichungen (1) und (2) kombinieren und Kupfercarbonat reduzieren, erhalten wir eine Gesamtgleichung, die die Wechselwirkung von Sulfat (II) und Natriumcarbonat widerspiegelt:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
2) Salz existiert nicht wegen intramolekulares Redox , umfassen solche Salze Fe 2 S 3, FeI 3, CuI 2. Sobald sie erhalten sind, zersetzen sie sich sofort: Fe 2 S 3 \u003d 2FeS + S; 2FeI 3 \u003d 2FeI 2 + I 2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2
Zum Beispiel; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),
aber anstelle von FeI 3 müssen Sie die Produkte seiner Zersetzung aufschreiben: FeI 2 + I 2.
Dann stellt sich heraus: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 + I 2 + 6KCl
Dies ist nicht die einzige Möglichkeit, diese Reaktion aufzuzeichnen, wenn Jodid knapp war, können Jod und Eisen(II)-chlorid gewonnen werden:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
Das vorgeschlagene Schema sagt nichts darüber aus amphotere Verbindungen und ihre entsprechenden einfachen Substanzen. Wir werden ihnen besondere Aufmerksamkeit widmen. So kann amphoteres Oxid in diesem Schema sowohl saure als auch basische Oxide ersetzen, amphoteres Hydroxid kann den Platz von Säure und Base einnehmen. Es muss daran erinnert werden, dass amphotere Oxide und Hydroxide als Säuren in wasserfreiem Medium gewöhnliche Salze und in Lösungen komplexe Salze bilden:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Fusion)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (in Lösung)
Einfache Substanzen, die amphoteren Oxiden und Hydroxiden entsprechen, reagieren mit Alkalilösungen zu Komplexsalzen und setzen Wasserstoff frei: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
DIE ÜBUNG
Diskutieren Sie die Möglichkeit der Interaktion ... Das bedeutet, dass Sie sich entscheiden müssen:
1) ob die Reaktion möglich ist;
2) wenn möglich, dann unter welchen Bedingungen (in Lösung, in einer Schmelze, beim Erhitzen usw.), wenn nicht möglich, warum;
3) ob verschiedene Produkte unter verschiedenen (welchen) Bedingungen erhältlich sind.
Danach müssen Sie alle möglichen Reaktionen aufschreiben.
Zum Beispiel: 1. Diskutieren Sie die Möglichkeit, dass Magnesium mit Kaliumnitrat interagiert.
1) Reaktion möglich
2) Es kann in der Schmelze (beim Erhitzen) auftreten
3) In der Schmelze ist die Reaktion möglich, da sich das Nitrat unter Freisetzung von Sauerstoff zersetzt, der Magnesium oxidiert.
KNO 3 + Mg = KNO 2 + MgO
2. Diskutieren Sie die Möglichkeit einer Wechselwirkung zwischen Schwefelsäure und Natriumchlorid.
1) Reaktion möglich
2) Es kann zwischen konzentrierter Säure und kristallinem Salz auftreten
3) Natriumsulfat und Natriumhydrosulfat können als Produkt erhalten werden (bei Erhitzen im Säureüberschuss)
H 2 SO 4 + NaCl \u003d NaHSO 4 + HCl
H 2 SO 4 + 2 NaCl \u003d Na 2 SO 4 + 2 HCl
Diskutieren Sie die Möglichkeit einer Reaktion zwischen:
1. Phosphorsäure und Kaliumhydroxid;
2. Zinkoxid und Natriumhydroxid;
3. Kaliumsulfit und Eisen(III)sulfat;
4. Kupfer(II)chlorid und Kaliumiodid;
5. Calciumcarbonat und Aluminiumoxid;
6. Kohlendioxid und Natriumcarbonat;
7. Eisen(III)chlorid und Schwefelwasserstoff;
8. Magnesium und Schwefeldioxid;
9. Kaliumdichromat und Schwefelsäure;
10. Natrium und Schwefel.
Machen wir eine kleine Analyse der Beispiele C2
Wechselwirkung mit Wasser
Viele Nichtmetalle reagieren mit Wasser zu Oxiden (und/oder anderen Verbindungen). Reaktionen laufen unter starker Erwärmung ab.
C + H 2 O → CO + H 2
6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (Boroxin) + 3H 2
4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2
3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2
Bei der Wechselwirkung mit Wasser disproportionieren Halogene (bilden Verbindungen mit unterschiedlichen Oxidationsstufen aus einer Verbindung mit einer Oxidationsstufe) - mit Ausnahme von F 2. Die Reaktionen laufen bei Raumtemperatur ab.
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO
Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Wechselwirkung mit Nichtmetallen
Wechselwirkung mit Sauerstoff.
Die meisten Nichtmetalle (außer Halogene, Edelgase) interagieren mit Sauerstoff unter Bildung von Oxiden und unter bestimmten Bedingungen (Temperatur, Druck, Katalysatoren) - höheren Oxiden.
N 2 + O 2 → 2NO (die Reaktion findet bei einer Temperatur von 2000 ° C oder in einem Lichtbogen statt)
C + O 2 → CO 2
4B + 3O 2 → 2B 2 O 3
S + O 2 → SO 2
Wechselwirkung mit Fluor
Die meisten Nichtmetalle (außer N 2, C (Diamant), einige Edelgase) interagieren mit Fluor, um Fluoride zu bilden.
O 2 + 2F 2 → 2OF 2 (bei Stromfluss)
C + 2F 2 → CF 4 (bei 900°C)
S +3F 2 → SF 6
2.3 Wechselwirkung mit Halogenen (Cl 2 , Br 2)
Bildet mit Nichtmetallen (außer Kohlenstoff, Stickstoff, Fluor, Sauerstoff und Edelgasen) die entsprechenden Halogenide (Chloride und Bromide).
2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
2S + Br2 → S2Br2
2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (Verbrennung in Chloratmosphäre)
Cl 2 + Br 2 → 2 BrCl
Cl 2 + I 2 → 2ICl (Aufheizen auf 45°C))
Br 2 + I 2 → 2IBr
Wechselwirkung mit Oxiden
Kohlenstoff und Silizium reduzieren Metalle und Nichtmetalle aus ihren Oxiden. Beim Erhitzen laufen Reaktionen ab.
SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si
MnO2 + Si → Mn + SiO2.
Wechselwirkung mit Alkalien
Die meisten Nichtmetalle (außer F 2 , Si) disproportionieren bei der Wechselwirkung mit Alkalien. Edelgase, O 2 , N 2 und einige andere Metalle wechselwirken nicht mit Alkalien
Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (beim Erhitzen)
3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (Fusion)
P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2
Wechselwirkung mit oxidierenden Säuren
Alle Nichtmetalle (außer Halogene, Edelgase, N 2, O 2, Si) interagieren mit oxidierenden Säuren, um die entsprechende sauerstoffhaltige Säure (oder Oxid) zu bilden.
C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2
S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Salz-Interaktion
Ein elektronegativeres Halogen verdrängt einen weniger elektronegativen Reaktanten aus seinem Salz oder seiner Wasserstoffverbindung
2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2
Die chemischen Eigenschaften nichtoxidischer binärer Verbindungen sind unterschiedlich. Die meisten von ihnen (außer Halogeniden) bilden bei Wechselwirkung mit Sauerstoff zwei Oxide (im Fall von Ammoniak müssen Katalysatoren verwendet werden).
Chemische Eigenschaften basischer Oxide
Wechselwirkung mit Wasser
Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen interagieren mit Wasser, um lösliche (schwach lösliche) Verbindungen zu bilden - Alkali
Na 2 O + H 2 O → 2 NaOH
Wechselwirkung mit Oxiden
Basische Oxide reagieren mit sauren und amphoteren Oxiden zu Salzen.
Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (Fusion)
Wechselwirkung mit Säuren
Basische Oxide interagieren mit Säuren
CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O
FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O
Basische Oxide von Elementen mit variabler Oxidationsstufe können an Redoxreaktionen teilnehmen
FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
2MnO + O 2 → 2MnO 2
Chemische Eigenschaften amphoterer Oxide
Wechselwirkung mit Oxiden
Amphotere Oxide reagieren mit basischen, sauren und amphoteren Oxiden, um Salze zu bilden.
Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2
3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3
ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (Schmelzen)
Wechselwirkung mit Säuren und Basen
Amphotere Oxide interagieren mit Basen und Säuren
6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (beim Erhitzen)
Salz-Interaktion
Wenig flüchtige amphotere Oxide verdrängen leichter flüchtige saure Oxide aus ihren Salzen
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Redoxreaktionen
Amphotere Oxide von Elementen mit variabler Oxidationsstufe können an Redoxreaktionen teilnehmen.
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Chemische Eigenschaften von Säureoxiden
1. Wechselwirkung mit Wasser
Die meisten sauren Oxide lösen sich in Wasser unter Bildung der entsprechenden Säure (Metalloxide mit höheren Oxidationsstufen und SiO 2 lösen sich nicht in Wasser).
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
Wechselwirkung mit Oxiden
Saure Oxide reagieren mit basischen und amphoteren Oxiden zu Salzen.
Alkalimetalle umfassen Metalle der Gruppe IA des Periodensystems von D.I. Mendelejew - Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Cäsium (Cs) und Francium (Fr). Das äußere Energieniveau von Alkalimetallen hat ein Valenzelektron. Die elektronische Konfiguration des externen Energieniveaus von Alkalimetallen ist ns 1 . In ihren Verbindungen weisen sie eine einzige Oxidationsstufe gleich +1 auf. In OVR sind sie Reduktionsmittel, d.h. ein Elektron spenden.
Physikalische Eigenschaften von Alkalimetallen
Alle Alkalimetalle sind leicht (haben eine geringe Dichte), sehr weich (mit Ausnahme von Li lassen sie sich leicht mit einem Messer schneiden und zu Folie rollen), haben niedrige Siede- und Schmelzpunkte (mit einer Erhöhung der Ladung von Kern eines Alkalimetallatoms, der Schmelzpunkt sinkt).
Im freien Zustand sind Li, Na, K und Rb silberweiße Metalle, Cs ist ein goldgelbes Metall.
Alkalimetalle werden in verschlossenen Ampullen unter einer Schicht Kerosin oder Vaselineöl gelagert, da sie sehr reaktiv sind.
Alkalimetalle haben eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit, was auf das Vorhandensein einer metallischen Bindung und eines raumzentrierten Kristallgitters zurückzuführen ist
Alkalimetalle gewinnen
Alle Alkalimetalle können durch Elektrolyse der Schmelze ihrer Salze gewonnen werden, in der Praxis werden auf diese Weise jedoch nur Li und Na gewonnen, was mit der hohen chemischen Aktivität von K, Rb, Cs verbunden ist:
2LiCl \u003d 2Li + Cl 2
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2
Jedes Alkalimetall kann durch Reduktion des entsprechenden Halogenids (Chlorid oder Bromid) unter Verwendung von Ca, Mg oder Si als Reduktionsmittel erhalten werden. Die Reaktionen werden unter Erhitzen (600–90°C) und unter Vakuum durchgeführt. Die Gleichung zur Gewinnung von Alkalimetallen auf diese Weise in allgemeiner Form:
2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,
wo Me ein Metall ist.
Ein bekanntes Verfahren zur Herstellung von Lithium aus seinem Oxid. Die Reaktion wird beim Erhitzen auf 300°C und unter Vakuum durchgeführt:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Die Gewinnung von Kalium ist durch die Reaktion zwischen geschmolzenem Kaliumhydroxid und flüssigem Natrium möglich. Die Reaktion wird beim Erhitzen auf 440°C durchgeführt:
KOH + Na = K + NaOH
Chemische Eigenschaften von Alkalimetallen
Alle Alkalimetalle interagieren aktiv mit Wasser unter Bildung von Hydroxiden. Aufgrund der hohen chemischen Aktivität von Alkalimetallen kann die Wechselwirkungsreaktion mit Wasser von einer Explosion begleitet werden. Am ruhigsten reagiert Lithium mit Wasser. Die Reaktionsgleichung in allgemeiner Form:
2Me + H 2 O \u003d 2MeOH + H 2
wo Me ein Metall ist.
Alkalimetalle gehen mit Luftsauerstoff eine Reihe unterschiedlicher Verbindungen ein – Oxide (Li), Peroxide (Na), Superoxide (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Alle Alkalimetalle reagieren beim Erhitzen mit Nichtmetallen (Halogene, Stickstoff, Schwefel, Phosphor, Wasserstoff usw.). Zum Beispiel:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
6Li + N2 = 2Li3N
2 Li + 2 C \u003d Li 2 C 2
2Na + H2 = 2NaH
Alkalimetalle können mit komplexen Substanzen (Lösungen von Säuren, Ammoniak, Salzen) interagieren. Wenn also Alkalimetalle mit Ammoniak interagieren, werden Amide gebildet:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
Die Wechselwirkung von Alkalimetallen mit Salzen erfolgt nach folgendem Prinzip - sie verdrängen weniger aktive Metalle (siehe Aktivitätsreihe der Metalle) aus ihren Salzen:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
Die Wechselwirkung von Alkalimetallen mit Säuren ist zweideutig, da bei solchen Reaktionen das Metall zunächst mit dem Wasser der Säurelösung reagiert und das als Ergebnis dieser Wechselwirkung gebildete Alkali mit der Säure reagiert.
Alkalimetalle reagieren mit organischen Stoffen wie Alkoholen, Phenolen, Carbonsäuren:
2 Na + 2 C 2 H 5 OH \u003d 2 C 2 H 5 ONa + H 2
2K + 2C 6 H 5 OH = 2 C 6 H 5 OK + H 2
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Qualitative Reaktionen
Eine qualitative Reaktion auf Alkalimetalle ist die Färbung der Flamme durch ihre Kationen: Li + färbt die Flamme rot, Na + gelb und K + , Rb + , Cs + violett.
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
| Die Übung | Führen Sie chemische Umwandlungen Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 durch |
| Entscheidung | 4Na + O 2 → 2Na 2 O Wir müssen wissen, welche der im Schulkurs genannten Nichtmetalle: C, N 2, O 2 - reagieren nicht mit Laugen Si, S, P, Cl 2, Br 2, I 2, F 2 - reagieren: Si + 2KOH + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2, (ähnlich wie Brom und Jod) 4P + 3NaOH + 3H 2 O = 3NaH 2 PO 2 + PH 3 Organische Chemie Trivialnamen Sie müssen wissen, welche organischen Substanzen den Namen entsprechen: Isopren, Divinyl, Vinylacetylen, Toluol, Xylol, Styrol, Cumol, Ethylenglykol, Glycerin, Formaldehyd, Acetaldehyd, Propionaldehyd, Aceton, die ersten sechs gesättigten einbasigen Säuren (Ameisensäure, Essigsäure, Propionsäure, Buttersäure, Valeriansäure, Capronsäure), Acrylsäure, Stearinsäure, Palmitinsäure, Ölsäure, Linolsäure, Oxalsäure, Benzoesäure, Anilin, Glycin, Alanin. Propionsäure nicht mit Propensäure verwechseln!! Salze der wichtigsten Säuren: Ameisensäure - Formiate, Essigsäure - Acetate, Propionsäure - Propionate, Buttersäure - Butyrate, Oxalsäure - Oxalate. Das Radikal –CH=CH 2 heißt Vinyl!! Gleichzeitig einige anorganische Trivialnamen: Kochsalz (NaCl), Branntkalk (CaO), gelöschter Kalk (Ca(OH) 2), Kalkwasser (Ca(OH) 2 Lösung), Kalkstein (CaCO 3), Quarz (auch bekannt als Kieselsäure oder Siliziumdioxid – SiO 2 ), Kohlendioxid (CO 2), Kohlenmonoxid (CO), Schwefeldioxid (SO 2), Braungas (NO 2), Trink- oder Natron (NaHCO 3), Soda (Na 2 CO 3), Ammoniak (NH 3) , Phosphin (PH 3), Silan (SiH 4), Pyrit (FeS 2), Oleum (Lösung von SO 3 in konzentrierter H 2 SO 4), Kupfersulfat (CuSO 4 ∙ 5H 2 O). Einige seltene Reaktionen 1) Bildung von Vinylacetylen:
2) Direkte Oxidationsreaktion von Ethylen zu Acetaldehyd:
Diese Reaktion ist insofern heimtückisch, als wir gut wissen, wie Acetylen in Aldehyd umgewandelt wird (die Kucherov-Reaktion), und wenn die Ethylen → Aldehyd-Umwandlung in der Kette auftritt, kann uns dies verwirren. Das ist also die Reaktion! 3) Die Reaktion der direkten Oxidation von Butan zu Essigsäure: Diese Reaktion liegt der industriellen Produktion von Essigsäure zugrunde. 4) Lebedews Reaktion: Unterschiede zwischen Phenolen und Alkoholen Eine große Anzahl von Fehlern bei solchen Aufgaben !! 1) Es sollte daran erinnert werden, dass Phenole saurer sind als Alkohole (die O-H-Bindung in ihnen ist polarer). Daher reagieren Alkohole nicht mit Alkali, während Phenole sowohl mit Alkali als auch mit einigen Salzen (Carbonaten, Bicarbonaten) reagieren. Zum Beispiel: Aufgabe 10.1 Welche dieser Stoffe reagieren mit Lithium: a) Ethylenglycol, b) Methanol, c) Phenol, d) Cumol, e) Glycerin. Aufgabe 10.2 Welche dieser Stoffe reagieren mit Kaliumhydroxid: a) Ethylenglycol, b) Styrol, c) Phenol, d) Ethanol, e) Glycerin. Aufgabe 10.3 Welche dieser Stoffe reagieren mit Cäsiumbicarbonat: a) Ethylenglycol, b) Toluol, c) Propanol-1, d) Phenol, e) Glycerin. 2) Es sei daran erinnert, dass Alkohole mit Halogenwasserstoffen reagieren (diese Reaktion verläuft über die C-O-Bindung), Phenole jedoch nicht (bei ihnen ist die C-O-Bindung aufgrund des Konjugationseffekts inaktiv). Disaccharide Hauptdisaccharide: Saccharose, Lactose und Maltose haben die gleiche Formel C 12 H 22 O 11 . Sie sollten in Erinnerung bleiben: 1), dass sie in die Monosaccharide hydrolysieren können, aus denen: Saccharose- für Glucose und Fructose, Laktose- für Glucose und Galactose, Maltose- zwei Glukose. 2) dass Lactose und Maltose eine Aldehydfunktion haben, das heißt, sie sind reduzierende Zucker (insbesondere geben sie Reaktionen von „Silber“- und „Kupfer“-Spiegeln), und Saccharose, ein nicht reduzierendes Disaccharid, hat keinen Aldehyd Funktion. Reaktionsmechanismen Hoffen wir, dass folgendes Wissen ausreicht: 1) für Alkane (auch in den Seitenketten von Arenen, wenn diese Ketten limitierend sind) sind Reaktionen charakteristisch radikalische Substitution (mit Halogenen), die mitgehen Radikaler Mechanismus (Ketteninitiierung - die Bildung freier Radikale, die Entwicklung der Kette, der Kettenabbruch an den Wänden des Gefäßes oder während des Zusammenstoßes von Radikalen); 2) Reaktionen sind charakteristisch für Alkene, Alkine, Arene elektrophile Addition die gehen mit ionischer Mechanismus (durch Bildung Pi-Komplex und Carbokation ). Eigenschaften von Benzol 1. Benzol wird im Gegensatz zu anderen Arenen nicht durch Kaliumpermanganat oxidiert. 2. Benzol und seine Homologen eingehen können Additionsreaktion mit Wasserstoff. Aber nur Benzol kann auch eingehen Additionsreaktion mit Chlor (nur Benzol und nur mit Chlor!). Gleichzeitig können alle Arenen betreten werden Substitutionsreaktion mit Halogenen. Zinins Reaktion Reduktion von Nitrobenzol (oder ähnlichen Verbindungen) zu Anilin (oder anderen aromatischen Aminen). Diese Reaktion tritt bei einem ihrer Typen fast sicher auf! Option 1 - Reduktion mit molekularem Wasserstoff: C 6 H 5 NO 2 + 3 H 2 → C 6 H 5 NH 2 + 2 H 2 O Option 2 - Reduktion mit Wasserstoff, erhalten durch die Reaktion von Eisen (Zink) mit Salzsäure: C 6 H 5 NO 2 + 3 Fe + 7 HCl → C 6 H 5 NH 3 Cl + 3 FeCl 2 + 2 H 2 O Option 3 – Reduktion mit Wasserstoff, erhalten durch die Reaktion von Aluminium mit Alkali: C 6 H 5 NO 2 + 2 Al + 2 NaOH + 4 H 2 O → C 6 H 5 NH 2 + 2 Na Amine Eigenschaften Aus irgendeinem Grund erinnert man sich am wenigsten an die Eigenschaften von Aminen. Vielleicht liegt das daran, dass Amine im Verlauf der organischen Chemie zuletzt studiert werden und ihre Eigenschaften nicht durch das Studium anderer Stoffklassen wiederholt werden können. Daher lautet das Rezept: Lernen Sie einfach alle Eigenschaften von Aminen, Aminosäuren und Proteinen kennen. |
