Sal19 Sal
1. Metal + Não-metal. Gases inertes não entram nessa interação. Quanto maior a eletronegatividade de um não metal, mais metais ele reagirá. Por exemplo, o flúor reage com todos os metais e o hidrogênio apenas com os ativos. Quanto mais à esquerda um metal estiver na série de atividade dos metais, mais não-metais ele pode reagir. Por exemplo, o ouro reage apenas com flúor, lítio com todos os não metais.
2. Não-metal + não-metal. Neste caso, um não-metal mais eletronegativo atua como agente oxidante, menos EO - como agente redutor. Não metais com eletronegatividade semelhante não interagem bem entre si, por exemplo, a interação do fósforo com o hidrogênio e do silício com o hidrogênio é praticamente impossível, pois o equilíbrio dessas reações é deslocado para a formação de substâncias simples. Hélio, neônio e argônio não reagem com não-metais, outros gases inertes sob condições adversas podem reagir com flúor. O oxigênio não interage com cloro, bromo e iodo. O oxigênio pode reagir com flúor em baixas temperaturas.
3. Metal + óxido ácido. O metal restaura o não metal do óxido. O excesso de metal pode então reagir com o não metal resultante. Por exemplo:
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Si (com falta de magnésio)
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Mg 2 Si (com excesso de magnésio)
4. Metal + ácido. Metais à esquerda do hidrogênio na série de voltagem reagem com ácidos para liberar hidrogênio.
A exceção são os ácidos - agentes oxidantes (ácido sulfúrico concentrado e qualquer ácido nítrico), que podem reagir com metais que estão na série de voltagens à direita do hidrogênio, o hidrogênio não é liberado nas reações, mas a água e o produto da redução ácida são obtido.
É necessário prestar atenção ao fato de que, quando um metal interage com um excesso de ácido polibásico, um sal ácido pode ser obtido: Mg + 2H 3 PO 4 \u003d Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.
Se o produto da interação do ácido e do metal for um sal insolúvel, então o metal é passivado, pois a superfície do metal é protegida da ação do ácido pelo sal insolúvel. Por exemplo, a ação do ácido sulfúrico diluído no chumbo, bário ou cálcio.
5. Metal + sal. em solução esta reação envolve um metal à direita do magnésio na série de voltagem, incluindo o próprio magnésio, mas à esquerda do sal metálico. Se o metal for mais ativo que o magnésio, ele não reage com o sal, mas com a água para formar álcali, que então reage com o sal. Neste caso, o sal inicial e o sal resultante devem ser solúveis. O produto insolúvel passiva o metal.
No entanto, existem excepções a esta regra:
2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2;
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Como o ferro tem um estado de oxidação intermediário, seu sal no estado de oxidação mais alto é facilmente reduzido a um sal em um estado de oxidação intermediário, oxidando ainda metais menos ativos.
em derretimentos várias tensões de metal não funcionam. É possível determinar se uma reação entre um sal e um metal é possível apenas com a ajuda de cálculos termodinâmicos. Por exemplo, o sódio pode deslocar o potássio de um cloreto de potássio fundido, uma vez que o potássio é mais volátil: Na + KCl = NaCl + K (esta reação é determinada pelo fator de entropia). Por outro lado, o alumínio foi obtido por deslocamento do cloreto de sódio: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Este processo é exotérmico e é determinado pelo fator de entalpia.
É possível que o sal se decomponha quando aquecido, e os produtos de sua decomposição possam reagir com o metal, como nitrato de alumínio e ferro. O nitrato de alumínio se decompõe quando aquecido em óxido de alumínio, óxido nítrico (IV) e oxigênio, oxigênio e óxido nítrico irão oxidar o ferro:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Metal + óxido básico. Além disso, como nos sais fundidos, a possibilidade dessas reações é determinada termodinamicamente. Alumínio, magnésio e sódio são frequentemente usados como agentes redutores. Por exemplo: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe reação exotérmica, fator de entalpia); 2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (rubídio volátil, fator de entalpia).
7. Não-metal + óxido básico. Duas opções são possíveis aqui: 1) não-metal - agente redutor (hidrogênio, carbono): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) não-metal - agente oxidante (oxigênio, ozônio, halogênios): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.
8. Não metal + base. Como regra, a reação ocorre entre um não-metal e um álcali. Nem todos os não-metais podem reagir com álcalis: deve-se lembrar que os halogênios entram nessa interação (diferentemente dependendo da temperatura), enxofre (quando aquecido), silício, fósforo.
2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (no frio)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (em solução quente)
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 + 3KPH 2 O 2
9. Não-metal + óxido ácido. Há também duas opções aqui:
1) não-metal - agente redutor (hidrogênio, carbono):
CO 2 + C \u003d 2CO;
2NO 2 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + N 2;
SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si. Se o não-metal resultante puder reagir com o metal usado como agente redutor, então a reação irá mais longe (com excesso de carbono) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC
2) não metálico - agente oxidante (oxigênio, ozônio, halogênios):
2CO + O 2 \u003d 2CO 2.
CO + Cl 2 \u003d COCl 2.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
10. Óxido ácido + óxido básico. A reação prossegue se o sal resultante existir em princípio. Por exemplo, o óxido de alumínio pode reagir com anidrido sulfúrico para formar sulfato de alumínio, mas não pode reagir com dióxido de carbono, pois o sal correspondente não existe.
11. Água + óxido básico. A reação é possível se for formado um álcali, ou seja, uma base solúvel (ou pouco solúvel, no caso do cálcio). Se a base for insolúvel ou ligeiramente solúvel, então há uma reação inversa de decomposição da base em óxido e água.
12. Óxido básico + ácido. A reação é possível se o sal resultante existir. Se o sal resultante for insolúvel, então a reação pode ser passivada bloqueando o acesso do ácido à superfície do óxido. No caso de um excesso de ácido polibásico, é possível a formação de um sal ácido.
13. Óxido ácido + base. Como regra, a reação ocorre entre o óxido alcalino e o ácido. Se o óxido ácido corresponde a um ácido polibásico, pode ser obtido um sal ácido: CO 2 + KOH \u003d KHCO 3.
Óxidos ácidos correspondentes a ácidos fortes também podem reagir com bases insolúveis.
Às vezes, óxidos correspondentes a ácidos fracos reagem com bases insolúveis, e um sal médio ou básico pode ser obtido (como regra, uma substância menos solúvel é obtida): 2Mg (OH) 2 + CO 2 \u003d (MgOH) 2 CO 3 + H2O.
14. Óxido ácido + sal. A reação pode ocorrer no fundido e em solução. Na fusão, o óxido menos volátil desloca o óxido mais volátil do sal. Em solução, o óxido correspondente ao ácido mais forte desloca o óxido correspondente ao ácido mais fraco. Por exemplo, Na 2 CO 3 + SiO 2 \u003d Na 2 SiO 3 + CO 2, na direção direta essa reação ocorre no fundido, o dióxido de carbono é mais volátil que o óxido de silício; na direção oposta, a reação prossegue em solução, o ácido carbônico é mais forte que o ácido silícico e o óxido de silício precipita.
É possível combinar um óxido ácido com seu próprio sal, por exemplo, o dicromato pode ser obtido a partir do cromato e o dissulfato pode ser obtido do sulfato e o dissulfito pode ser obtido do sulfito:
Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d Na 2 S 2 O 5
Para fazer isso, você precisa tomar um sal cristalino e óxido puro, ou uma solução salina saturada e um excesso de óxido ácido.
Em solução, os sais podem reagir com seus próprios óxidos ácidos para formar sais ácidos: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Água + óxido ácido. A reacção é possível se for formado um ácido solúvel ou ligeiramente solúvel. Se o ácido é insolúvel ou ligeiramente solúvel, então há uma reação inversa da decomposição do ácido em óxido e água. Por exemplo, o ácido sulfúrico é caracterizado pela reação de obtenção a partir de óxido e água, a reação de decomposição praticamente não ocorre, o ácido silícico não pode ser obtido a partir de água e óxido, mas se decompõe facilmente nesses componentes, mas os ácidos carbônico e sulfuroso podem participar tanto em reações diretas quanto em reações inversas.
16. Base + ácido. A reação prossegue se pelo menos um dos reagentes for solúvel. Dependendo da proporção de reagentes, sais médios, ácidos e básicos podem ser obtidos.
17. Base + sal. A reação prossegue se ambos os materiais de partida forem solúveis, e pelo menos um eletrólito não eletrólito ou fraco (precipitado, gás, água) for obtido como produto.
18. Sal + ácido. Como regra, a reação prossegue se ambos os materiais de partida são solúveis, e pelo menos um não eletrólito ou um eletrólito fraco (precipitado, gás, água) é obtido como produto.
Um ácido forte pode reagir com sais insolúveis de ácidos fracos (carbonatos, sulfetos, sulfitos, nitritos), e um produto gasoso é liberado.
Reações entre ácidos concentrados e sais cristalinos são possíveis se um ácido mais volátil for obtido: por exemplo, cloreto de hidrogênio pode ser obtido pela ação de ácido sulfúrico concentrado sobre cloreto de sódio cristalino, brometo de hidrogênio e iodo de hidrogênio podem ser obtidos pela ação de ortofosfórico ácido nos sais correspondentes. Você pode agir com um ácido em seu próprio sal para obter um sal ácido, por exemplo: BaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ba (HSO 4) 2.
19. Sal + sal. Como regra, a reação prossegue se ambos os materiais de partida são solúveis, e pelo menos um não eletrólito ou um eletrólito fraco é obtido como produto.
Vamos prestar atenção especial aos casos em que um sal é formado, o que é mostrado por um traço na tabela de solubilidade. Existem 2 opções aqui:
1) o sal não existe porque hidrolisado irreversivelmente . Estes são a maioria dos carbonatos, sulfitos, sulfetos, silicatos de metais trivalentes, bem como alguns sais de metais bivalentes e amônio. Os sais metálicos trivalentes são hidrolisados na base e ácido correspondentes, e os sais metálicos bivalentes em sais básicos menos solúveis.
Considere exemplos:
2FeCl3 + 3Na2CO3 = Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl (1)
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 H2CO3
H2CO3 se decompõe em água e dióxido de carbono, a água nas partes esquerda e direita é reduzida e acontece: Fe 2 (CO 3) 3+ 3H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 CO2(2)
Se agora combinarmos as equações (1) e (2) e reduzirmos o carbonato de ferro, obteremos uma equação total que reflete a interação do cloreto de ferro (III) e carbonato de sódio: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3CO2 + 6NaCl
CuSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CuCO3+ Na 2 SO 4 (1)
O sal sublinhado não existe devido à hidrólise irreversível:
2CuCO3+ H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)
Se agora combinarmos as equações (1) e (2) e reduzirmos o carbonato de cobre, obteremos uma equação total que reflete a interação do sulfato (II) e do carbonato de sódio:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
2) O sal não existe devido redox intramolecular , tais sais incluem Fe 2 S 3, FeI 3, CuI 2. Assim que são obtidos, eles se decompõem imediatamente: Fe 2 S 3 \u003d 2FeS + S; 2FeI 3 \u003d 2FeI 2 + I 2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2
Por exemplo; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),
mas em vez de FeI 3, você precisa escrever os produtos de sua decomposição: FeI 2 + I 2.
Então acontece: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 + I 2 + 6KCl
Esta não é a única maneira de registrar esta reação, se o iodeto estiver em falta, então o iodo e o cloreto de ferro (II) podem ser obtidos:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
O esquema proposto não diz nada sobre compostos anfotéricos e suas substâncias simples correspondentes. Daremos atenção especial a eles. Assim, o óxido anfotérico neste esquema pode substituir os óxidos ácidos e básicos, o hidróxido anfotérico pode substituir o ácido e a base. Deve ser lembrado que, agindo como ácidos, óxidos e hidróxidos anfotéricos formam sais comuns em meio anidro e sais complexos em soluções:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (fusão)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (em solução)
Substâncias simples correspondentes a óxidos e hidróxidos anfotéricos reagem com soluções alcalinas para formar sais complexos e liberar hidrogênio: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
EXERCÍCIO
Discuta a possibilidade de interação... Isso significa que você deve decidir:
1) se a reação é possível;
2) se possível, em que condições (em solução, em fusão, quando aquecido, etc.), se não for possível, por quê;
3) se diferentes produtos podem ser obtidos sob diferentes (quais) condições.
Depois disso, você deve anotar todas as reações possíveis.
Por exemplo: 1. Discuta a possibilidade do magnésio interagir com o nitrato de potássio.
1) Reação possível
2) Pode ocorrer no fundido (quando aquecido)
3) No fundido, a reação é possível, pois o nitrato se decompõe com a liberação de oxigênio, que oxida o magnésio.
KNO 3 + Mg = KNO 2 + MgO
2. Discutir a possibilidade de interação entre ácido sulfúrico e cloreto de sódio.
1) Reação possível
2) Pode ocorrer entre ácido concentrado e sal cristalino
3) Sulfato de sódio e hidrossulfato de sódio podem ser obtidos como produto (em excesso de ácido, quando aquecido)
H 2 SO 4 + NaCl \u003d NaHSO 4 + HCl
H 2 SO 4 + 2NaCl \u003d Na 2 SO 4 + 2HCl
Discuta a possibilidade de uma reação entre:
1. Ácido fosfórico e hidróxido de potássio;
2. Óxido de zinco e hidróxido de sódio;
3. Sulfito de potássio e sulfato de ferro (III);
4. Cloreto de cobre (II) e iodeto de potássio;
5. Carbonato de cálcio e óxido de alumínio;
6. Dióxido de carbono e carbonato de sódio;
7. Cloreto de ferro (III) e sulfureto de hidrogénio;
8. Dióxido de magnésio e enxofre;
9. Dicromato de potássio e ácido sulfúrico;
10. Sódio e enxofre.
Vamos fazer uma pequena análise dos exemplos C2
Interação com a água
Muitos não metais reagem com a água para formar óxidos (e/ou outros compostos). As reações prosseguem com forte aquecimento.
C + H 2 O → CO + H 2
6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (boroxina) + 3H 2
4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2
3S + 2H 2 O → 2H 2 S + SO 2
Os halogênios, ao interagir com a água, são desproporcionais (formam compostos com diferentes estados de oxidação de um composto com um estado de oxidação) - exceto F 2. As reações ocorrem à temperatura ambiente.
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO
Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Interação com não metais
interação com o oxigênio.
A maioria dos não metais (exceto halogênios, gases nobres) interage com o oxigênio para formar óxidos e, sob certas condições (temperatura, pressão, catalisadores) - óxidos mais altos.
N 2 + O 2 → 2NO (a reação ocorre a uma temperatura de 2000 ° C ou em um arco elétrico)
C + O 2 → CO 2
4B + 3O 2 → 2B 2 O 3
S + O 2 → SO 2
Interação com flúor
A maioria dos não metais (exceto N 2, C (diamante), alguns gases nobres) interagem com o flúor para formar fluoretos.
O 2 + 2F 2 → 2OF 2 (ao passar corrente elétrica)
C + 2F 2 → CF 4 (a 900°C)
S +3F 2 → SF 6
2.3 Interação com halogênios (Cl 2 , Br 2)
Com os não metais (exceto carbono, nitrogênio, flúor, oxigênio e gases inertes), forma os haletos correspondentes (cloretos e brometos).
2S + Cl 2 → S 2 Cl 2
2S + Br 2 → S 2 Br 2
2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (combustão em atmosfera de cloro)
Cl 2 + Br 2 → 2BrCl
Cl 2 + I 2 → 2ICl (aquecimento até 45°C))
Br 2 + I 2 → 2IBr
Interação com óxidos
Carbono e silício reduzem metais e não metais de seus óxidos. As reações ocorrem quando aquecidas.
SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si
MnO2 + Si → Mn + SiO2.
Interação com álcalis
A maioria dos não metais (exceto F 2 , Si) é desproporcional ao interagir com álcalis. Gases nobres, O 2 , N 2 e alguns outros metais não interagem com álcalis
Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (no aquecimento)
3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (fusão)
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
Interação com ácidos oxidantes
Todos os não metais (exceto halogênios, gases nobres, N 2, O 2, Si) interagem com ácidos oxidantes para formar o ácido (ou óxido) contendo oxigênio correspondente.
C + 2 H 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
Interação de sal
O halogênio mais eletronegativo desloca o reagente menos eletronegativo de seu sal ou composto de hidrogênio
2NaBr + Cl 2 → 2NaCl + Br 2
As propriedades químicas dos compostos binários não óxidos são diferentes. A maioria deles (exceto haletos) forma dois óxidos ao interagir com o oxigênio (no caso da amônia, devem ser usados catalisadores).
Propriedades químicas dos óxidos básicos
Interação com a água
Óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos interagem com a água para formar compostos solúveis (levemente solúveis) - álcalis
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
Interação com óxidos
Óxidos básicos reagem com óxidos ácidos e anfotéricos para formar sais.
Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (fusão)
Interação com ácidos
Óxidos básicos interagem com ácidos
CaO + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O
FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O
Óxidos básicos de elementos com um estado de oxidação variável podem participar de reações redox
FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
2MnO + O 2 → 2MnO 2
Propriedades químicas dos óxidos anfotéricos
Interação com óxidos
Os óxidos anfotéricos reagem com óxidos básicos, ácidos e anfotéricos para formar sais.
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 (fusão)
Interação com ácidos e bases
Óxidos anfotéricos interagem com bases e ácidos
6HCl + Al 2 O 3 → 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (no aquecimento)
Interação de sal
Óxidos anfotéricos de baixa volatilidade deslocam óxidos ácidos mais voláteis de seus sais
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Reações redox
Óxidos anfotéricos de elementos com um estado de oxidação variável podem participar de reações redox.
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Propriedades químicas dos óxidos ácidos
1. Interação com a água
A maioria dos óxidos ácidos se dissolve em água para formar o ácido correspondente (óxidos metálicos com estados de oxidação mais altos e SiO 2 não se dissolvem em água).
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
Interação com óxidos
Óxidos ácidos reagem com óxidos básicos e anfotéricos para formar sais.
Os metais alcalinos incluem metais do grupo IA da Tabela Periódica de D.I. Mendeleev - lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). O nível de energia externo dos metais alcalinos tem um elétron de valência. A configuração eletrônica do nível de energia externa dos metais alcalinos é ns 1 . Em seus compostos, eles exibem um único estado de oxidação igual a +1. Em OVR, são agentes redutores, ou seja, doar um elétron.
Propriedades físicas dos metais alcalinos
Todos os metais alcalinos são leves (têm baixa densidade), muito macios (com exceção do Li, são facilmente cortados com uma faca e podem ser enrolados em papel alumínio), têm pontos de ebulição e fusão baixos (com aumento da carga de núcleo de um átomo de metal alcalino, o ponto de fusão diminui).
No estado livre, Li, Na, K e Rb são metais branco-prateados, Cs é um metal amarelo-dourado.
Os metais alcalinos são armazenados em ampolas seladas sob uma camada de querosene ou óleo de vaselina, pois são altamente reativos.
Os metais alcalinos têm alta condutividade térmica e elétrica, devido à presença de uma ligação metálica e uma rede cristalina de corpo centrado.
Obtenção de metais alcalinos
Todos os metais alcalinos podem ser obtidos por eletrólise da fusão de seus sais, porém, na prática, apenas Li e Na são obtidos dessa forma, o que está associado à alta atividade química de K, Rb, Cs:
2LiCl \u003d 2Li + Cl 2
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2
Qualquer metal alcalino pode ser obtido reduzindo o haleto correspondente (cloreto ou brometo), usando Ca, Mg ou Si como agentes redutores. As reações são realizadas sob aquecimento (600 - 900C) e sob vácuo. A equação para obter metais alcalinos desta forma na forma geral:
2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,
onde Me é um metal.
Um método conhecido para a produção de lítio a partir de seu óxido. A reação é realizada quando aquecida a 300°C e sob vácuo:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
A obtenção de potássio é possível pela reação entre hidróxido de potássio fundido e sódio líquido. A reação é realizada quando aquecida a 440°C:
KOH + Na = K + NaOH
Propriedades químicas dos metais alcalinos
Todos os metais alcalinos interagem ativamente com a água formando hidróxidos. Devido à alta atividade química dos metais alcalinos, a reação de interação com a água pode ser acompanhada por uma explosão. O lítio reage mais calmamente com a água. A equação da reação na forma geral:
2Me + H 2 O \u003d 2MeOH + H 2
onde Me é um metal.
Os metais alcalinos interagem com o oxigênio atmosférico para formar vários compostos diferentes - óxidos (Li), peróxidos (Na), superóxidos (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Todos os metais alcalinos, quando aquecidos, reagem com não metais (halogênios, nitrogênio, enxofre, fósforo, hidrogênio, etc.). Por exemplo:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Li + 2C \u003d Li 2 C 2
2Na + H2 = 2NaH
Os metais alcalinos são capazes de interagir com substâncias complexas (soluções de ácidos, amônia, sais). Assim, quando os metais alcalinos interagem com a amônia, as amidas são formadas:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
A interação de metais alcalinos com sais ocorre de acordo com o seguinte princípio - eles deslocam metais menos ativos (veja a série de atividades de metais) de seus sais:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
A interação de metais alcalinos com ácidos é ambígua, pois durante tais reações o metal reagirá inicialmente com a água da solução ácida, e o álcali formado como resultado dessa interação reagirá com o ácido.
Os metais alcalinos reagem com substâncias orgânicas como álcoois, fenóis, ácidos carboxílicos:
2Na + 2C 2 H 5 OH \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2
2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Reações qualitativas
Uma reação qualitativa aos metais alcalinos é a coloração da chama por seus cátions: Li + colore a chama de vermelho, Na + amarelo e K + , Rb + , Cs + violeta.
Exemplos de resolução de problemas
EXEMPLO 1
| Exercício | Realizar transformações químicas Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 |
| Decisão | 4Na + O 2 → 2Na 2 O Precisamos saber quais dos não-metais mencionados no curso escolar: C, N 2, O 2 - não reage com álcalis Si, S, P, Cl 2, Br 2, I 2, F 2 - reagem: Si + 2KOH + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2, (semelhante ao bromo e iodo) 4P + 3NaOH + 3H 2 O = 3NaH 2 PO 2 + PH 3 Química orgânica Nomes triviais Você precisa saber quais substâncias orgânicas correspondem aos nomes: isopreno, divinil, vinilacetileno, tolueno, xileno, estireno, cumeno, etileno glicol, glicerina, formaldeído, acetaldeído, propionaldeído, acetona, os primeiros seis ácidos monobásicos limitantes (fórmico, acético, propiônico, butírico, valérico, capróico), ácido acrílico, ácido esteárico, ácido palmítico, ácido oleico, ácido linoleico, ácido oxálico, ácido benzóico, anilina, glicina, alanina. Não confunda ácido propiônico com ácido propenoico!! Sais dos ácidos mais importantes: fórmico - formatos, acético - acetatos, propiônico - propionatos, butírico - butiratos, oxálico - oxalatos. O radical –CH=CH 2 é chamado de vinil!! Ao mesmo tempo, alguns nomes triviais inorgânicos: Sal de mesa (NaCl), cal viva (CaO), cal apagada (Ca(OH) 2), água de cal (solução de Ca(OH) 2), calcário (CaCO 3), quartzo (também conhecido como sílica ou dióxido de silício - SiO 2 ), dióxido de carbono (CO 2), monóxido de carbono (CO), dióxido de enxofre (SO 2), gás marrom (NO 2), refrigerante ou bicarbonato de sódio (NaHCO 3), carbonato de sódio (Na 2 CO 3), amônia (NH 3) , fosfina (PH 3), silano (SiH 4), pirita (FeS 2), oleum (solução de SO 3 em H 2 SO 4 concentrado), sulfato de cobre (CuSO 4 ∙ 5H 2 O). Algumas reações raras 1) Formação de vinilacetileno:
2) Reação de oxidação direta de etileno a acetaldeído:
Essa reação é insidiosa, pois sabemos bem como o acetileno é convertido em aldeído (a reação de Kucherov), e se a transformação etileno → aldeído ocorre na cadeia, isso pode nos confundir. Então, essa é a reação! 3) A reação de oxidação direta de butano em ácido acético: Esta reação está na base da produção industrial de ácido acético. 4) A reação de Lebedev: Diferenças entre fenóis e álcoois Um grande número de erros em tais tarefas !! 1) Deve-se lembrar que os fenóis são mais ácidos que os álcoois (a ligação O-H neles é mais polar). Portanto, os álcoois não reagem com álcalis, enquanto os fenóis reagem com álcalis e alguns sais (carbonatos, bicarbonatos). Por exemplo: Tarefa 10.1 Quais destas substâncias reagem com o lítio: a) etilenoglicol, b) metanol, c) fenol, d) cumeno, e) glicerina. Tarefa 10.2 Qual destas substâncias reage com hidróxido de potássio: a) etilenoglicol, b) estireno, c) fenol, d) etanol, e) glicerina. Tarefa 10.3 Quais destas substâncias reagem com bicarbonato de césio: a) etilenoglicol, b) tolueno, c) propanol-1, d) fenol, e) glicerina. 2) Deve-se lembrar que os álcoois reagem com os haletos de hidrogênio (essa reação ocorre através da ligação C-O), mas não os fenóis (a ligação C-O neles é inativa devido ao efeito de conjugação). dissacarídeos Principais dissacarídeos: sacarose, lactose e maltose têm a mesma fórmula C 12 H 22 O 11 . Devem ser lembrados: 1) que eles são capazes de hidrolisar naqueles monossacarídeos que compõem: sacarose- para glicose e frutose, lactose- para glicose e galactose, maltose- duas glicose. 2) que a lactose e a maltose têm função aldeído, ou seja, são açúcares redutores (em particular, dão reações de espelhos de “prata” e “cobre”), e a sacarose, um dissacarídeo não redutor, não possui um aldeído função. Mecanismos de reação Esperemos que o seguinte conhecimento seja suficiente: 1) para alcanos (inclusive nas cadeias laterais de arenos, se essas cadeias forem limitantes), as reações são características substituição de radicais livres (com halogênios) que acompanham mecanismo radical (iniciação da cadeia - a formação de radicais livres, o desenvolvimento da cadeia, a terminação da cadeia nas paredes do vaso ou durante a colisão de radicais); 2) as reações são características para alcenos, alcinos, arenos adição eletrofílica que vão junto mecanismo iônico (através da educação complexo pi e carbocátion ). Características do benzeno 1. O benzeno, ao contrário de outros arenos, não é oxidado pelo permanganato de potássio. 2. O benzeno e seus homólogos são capazes de entrar em reação de adição com hidrogênio. Mas apenas o benzeno também pode entrar em reação de adição com cloro (apenas benzeno e apenas com cloro!). Ao mesmo tempo, todas as arenas podem entrar em reação de substituição com halogênios. A reação de Zinin Redução de nitrobenzeno (ou compostos semelhantes) a anilina (ou outras aminas aromáticas). Essa reação em um de seus tipos é quase certa de ocorrer! Opção 1 - redução com hidrogênio molecular: C 6 H 5 NO 2 + 3H 2 → C 6 H 5 NH 2 + 2H 2 O Opção 2 - redução com hidrogênio obtida pela reação do ferro (zinco) com ácido clorídrico: C 6 H 5 NO 2 + 3Fe + 7HCl → C 6 H 5 NH 3 Cl + 3FeCl 2 + 2H 2 O Opção 3 - redução com hidrogênio obtida pela reação do alumínio com álcali: C 6 H 5 NO 2 + 2Al + 2NaOH + 4H 2 O → C 6 H 5 NH 2 + 2Na Propriedades da amina Por alguma razão, as propriedades das aminas são as menos lembradas. Talvez isso se deva ao fato de que as aminas são estudadas por último no curso de química orgânica e suas propriedades não podem ser repetidas estudando outras classes de substâncias. Portanto, a receita é esta: basta conhecer todas as propriedades das aminas, aminoácidos e proteínas. |
