Sare19 Sare
1. Metal + Nemetal. Gazele inerte nu intră în această interacțiune. Cu cât electronegativitatea unui nemetal este mai mare, cu atât va reacționa cu mai multe metale. De exemplu, fluorul reacționează cu toate metalele, iar hidrogenul numai cu cele active. Cu cât un metal se află mai la stânga în seria de activitate a metalelor, cu atât poate reacționa cu mai multe nemetale. De exemplu, aurul reacționează numai cu fluor, litiul cu toate nemetalele.
2. Nemetal + nemetal.În acest caz, un nemetal mai electronegativ acționează ca agent oxidant, mai puțin EO - ca agent reducător. Nemetalele cu electronegativitate apropiată interacționează slab între ele, de exemplu, interacțiunea fosforului cu hidrogenul și a siliciului cu hidrogenul este practic imposibilă, deoarece echilibrul acestor reacții este deplasat către formarea de substanțe simple. Heliul, neonul și argonul nu reacționează cu nemetale, alte gaze inerte în condiții dure pot reacționa cu fluorul. Oxigenul nu interacționează cu clorul, bromul și iodul. Oxigenul poate reacționa cu fluorul la temperaturi scăzute.
3. Metal + oxid acid. Metalul reface nemetalul din oxid. Excesul de metal poate reacționa apoi cu nemetalul rezultat. De exemplu:
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Si (cu lipsă de magneziu)
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Mg 2 Si (cu un exces de magneziu)
4. Metal + acid. Metalele din stânga hidrogenului din seria de tensiune reacţionează cu acizii pentru a elibera hidrogen.
Excepție fac acizii - agenți oxidanți (sulfuric concentrat și orice acid azotic), care pot reacționa cu metalele care se află în seria de tensiuni la dreapta hidrogenului, hidrogenul nu este eliberat în reacții, dar apa și produsul de reducere a acidului sunt obținut.
Este necesar să se acorde atenție faptului că, atunci când un metal interacționează cu un exces de acid polibazic, se poate obține o sare acidă: Mg + 2H 3 PO 4 \u003d Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.
Dacă produsul interacțiunii unui acid și a unui metal este o sare insolubilă, atunci metalul este pasivizat, deoarece suprafața metalului este protejată de sarea insolubilă de acțiunea acidului. De exemplu, acțiunea acidului sulfuric diluat asupra plumbului, bariului sau calciului.
5. Metal + sare. in solutie această reacție implică un metal la dreapta magneziului în seria de tensiuni, inclusiv magneziul însuși, dar la stânga metalului de sare. Dacă metalul este mai activ decât magneziul, atunci nu reacționează cu sarea, ci cu apa pentru a forma alcalii, care apoi reacționează cu sarea. În acest caz, sarea inițială și sarea rezultată trebuie să fie solubile. Produsul insolubil pasivează metalul.
Cu toate acestea, există excepții de la această regulă:
2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2;
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Deoarece fierul are o stare intermediară de oxidare, sarea sa în cea mai mare stare de oxidare este ușor redusă la o sare în stare intermediară de oxidare, oxidând și metalele mai puțin active.
în topituri o serie de tensiuni metalice nu funcționează. Este posibil să se determine dacă o reacție între o sare și un metal este posibilă numai cu ajutorul calculelor termodinamice. De exemplu, sodiul poate înlocui potasiul dintr-o topitură de clorură de potasiu, deoarece potasiul este mai volatil: Na + KCl = NaCl + K (această reacție este determinată de factorul de entropie). Pe de altă parte, aluminiul a fost obținut prin deplasare din clorură de sodiu: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Acest proces este exotermic și este determinat de factorul entalpie.
Este posibil ca sarea să se descompună atunci când este încălzită, iar produșii descompunerii sale pot reacționa cu metalul, cum ar fi nitratul de aluminiu și fierul. Nitratul de aluminiu se descompune atunci când este încălzit în oxid de aluminiu, oxidul de azot (IV) și oxigenul, oxigenul și oxidul de azot vor oxida fierul:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Metal + oxid bazic. De asemenea, ca și în sărurile topite, posibilitatea acestor reacții este determinată termodinamic. Aluminiul, magneziul și sodiul sunt adesea folosiți ca agenți reducători. De exemplu: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe reacție exotermă, factor de entalpie); 2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (rubidiu volatil, factor de entalpie).
7. Nemetal + oxid bazic. Aici sunt posibile două opțiuni: 1) nemetal - agent reducător (hidrogen, carbon): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) nemetal - agent oxidant (oxigen, ozon, halogeni): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.
8. Nemetal + bază. De regulă, reacția are loc între un nemetal și un alcalin.Nu toate nemetalele pot reacționa cu alcalii: trebuie amintit că halogenii intră în această interacțiune (diferit în funcție de temperatură), sulful (când este încălzit), siliciu, fosfor.
2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (la rece)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (în soluție fierbinte)
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. Nemetal + oxid acid. Există și două opțiuni aici:
1) nemetal - agent reducător (hidrogen, carbon):
CO 2 + C \u003d 2CO;
2NO 2 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + N 2;
SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si. Dacă nemetalul rezultat poate reacționa cu metalul folosit ca agent reducător, atunci reacția va merge mai departe (cu un exces de carbon) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC
2) nemetal - agent oxidant (oxigen, ozon, halogeni):
2CO + O 2 \u003d 2CO 2.
CO + Cl 2 \u003d COCl 2.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
10. Oxid acid + oxid bazic. Reacția continuă dacă sarea rezultată există în principiu. De exemplu, alumina poate reacționa cu anhidrida sulfurică pentru a forma sulfat de aluminiu, dar nu poate reacționa cu dioxidul de carbon, deoarece sarea corespunzătoare nu există.
11. Apa + oxid bazic. Reacția este posibilă dacă se formează un alcali, adică o bază solubilă (sau ușor solubilă, în cazul calciului). Dacă baza este insolubilă sau ușor solubilă, atunci există o reacție inversă de descompunere a bazei în oxid și apă.
12. Oxid bazic + acid. Reacția este posibilă dacă sarea rezultată există. Dacă sarea rezultată este insolubilă, atunci reacția poate fi pasivată prin blocarea accesului acidului la suprafața oxidului. În cazul unui exces de acid polibazic, este posibilă formarea unei sări acide.
13. Oxid acid + bază. De regulă, reacția merge între oxid alcalin și acid. Dacă oxidul de acid corespunde unui acid polibazic, se poate obține o sare acidă: CO 2 + KOH \u003d KHCO 3.
Oxizii acizi corespunzatori acizilor tari pot reactiona si cu baze insolubile.
Uneori, oxizii corespunzători acizilor slabi reacționează cu baze insolubile și se poate obține o sare medie sau bazică (de regulă, se obține o substanță mai puțin solubilă): 2Mg (OH) 2 + CO 2 \u003d (MgOH) 2 CO 3 + H2O.
14. Oxid acid + sare. Reacția poate avea loc în topitură și în soluție. În topitură, cu cât oxidul mai puțin volatil înlocuiește oxidul mai volatil din sare. În soluție, oxidul corespunzător acidului mai puternic înlocuiește oxidul corespunzător acidului mai slab. De exemplu, Na 2 CO 3 + SiO 2 \u003d Na 2 SiO 3 + CO 2, în direcția înainte, această reacție are loc în topitură, dioxidul de carbon este mai volatil decât oxidul de siliciu; în sens opus, reacția se desfășoară în soluție, acidul carbonic este mai puternic decât acidul silicic și oxidul de siliciu precipită.
Este posibil să se combine un oxid acid cu propria sa sare, de exemplu, dicromatul poate fi obținut din cromat, iar disulfatul poate fi obținut din sulfat și disulfitul poate fi obținut din sulfit:
Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d Na 2 S 2 O 5
Pentru a face acest lucru, trebuie să luați o sare cristalină și oxid pur sau o soluție de sare saturată și un exces de oxid acid.
În soluție, sărurile pot reacționa cu proprii lor oxizi acizi pentru a forma săruri acide: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Apa + oxid acid. Reacția este posibilă dacă se formează un acid solubil sau ușor solubil. Dacă acidul este insolubil sau ușor solubil, atunci există o reacție inversă de descompunere a acidului în oxid și apă. De exemplu, acidul sulfuric se caracterizează prin reacția de obținere din oxid și apă, reacția de descompunere practic nu are loc, acidul silicic nu poate fi obținut din apă și oxid, dar se descompune cu ușurință în aceste componente, dar pot participa acizii carbonici și sulfurosi. atât în reacții directe cât și în reacții inverse.
16. Bază + acid. Reacția are loc dacă cel puțin unul dintre reactanți este solubil. În funcție de raportul de reactivi, se pot obține săruri medii, acide și bazice.
17. Baza + sare. Reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab (precipitat, gaz, apă) ca produs.
18. Sare + acid. De regulă, reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab (precipitat, gaz, apă) ca produs.
Un acid puternic poate reacționa cu sărurile insolubile ale acizilor slabi (carbonați, sulfuri, sulfiți, nitriți) și se eliberează un produs gazos.
Reacțiile dintre acizii concentrați și sărurile cristaline sunt posibile dacă se obține un acid mai volatil: de exemplu, acidul clorhidric poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra clorurii de sodiu cristalin, a bromhidricului și a iodului hidrogen prin acțiunea acidului ortofosforic asupra sărurile corespunzătoare. Puteți acționa cu un acid pe propria sare pentru a obține o sare acidă, de exemplu: BaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ba (HSO 4) 2.
19. Sare + sare. De regulă, reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab ca produs.
Să acordăm o atenție deosebită acelor cazuri în care se formează o sare, care este indicată printr-o liniuță în tabelul de solubilitate. Există 2 opțiuni aici:
1) sarea nu există pentru că hidrolizat ireversibil . Acestea sunt majoritatea carbonaților, sulfiților, sulfidelor, silicaților metalelor trivalente, precum și a unor săruri ale metalelor divalente și amoniului. Sărurile metalice trivalente sunt hidrolizate la baza și acidul corespunzător, iar sărurile metalice bivalente la săruri bazice mai puțin solubile.
Luați în considerare exemple:
2FeCl3 + 3Na2CO3 = Fe2 (CO3)3+ 6NaCl (1)
Fe2 (CO3)3+ 6H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 H2CO3
H2CO3 se descompune în apă și dioxid de carbon, apa din părțile din stânga și din dreapta este redusă și rezultă: Fe2 (CO3)3+ 3H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 CO2(2)
Dacă acum combinăm ecuațiile (1) și (2) și reducem carbonatul de fier, obținem o ecuație totală care reflectă interacțiunea clorurii de fier (III) și carbonatului de sodiu: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Fe (OH)3 + 3C02 + 6NaCI
CuSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CuCO3+ Na 2 SO 4 (1)
Sarea subliniată nu există din cauza hidrolizei ireversibile:
2CuCO3+ H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)
Dacă acum combinăm ecuațiile (1) și (2) și reducem carbonatul de cupru, obținem o ecuație totală care reflectă interacțiunea sulfatului (II) și carbonatului de sodiu:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
2) Sarea nu există din cauza redox intramolecular , astfel de săruri includ Fe2S3, Fel3, Cul2. De îndată ce sunt obținute, se descompun imediat: Fe 2 S 3 \u003d 2FeS + S; 2FeI 3 \u003d 2FeI 2 + I 2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2
De exemplu; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),
dar în loc de FeI 3, trebuie să notați produsele descompunerii sale: FeI 2 + I 2.
Apoi rezultă: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 + I 2 + 6KCl
Acesta nu este singurul mod de a înregistra această reacție, dacă iodură era insuficientă, atunci se pot obține iod și clorură de fier (II):
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
Schema propusă nu spune nimic despre compuși amfoteriși substanțele lor simple corespunzătoare. Le vom acorda o atenție deosebită. Deci, oxidul amfoter în această schemă poate lua locul atât oxizilor acizi, cât și bazici, hidroxidul amfoter poate lua locul acidului și bazei. Trebuie amintit că, acționând ca acizi, oxizii și hidroxizii amfoteri formează săruri obișnuite într-un mediu anhidru și săruri complexe în soluții:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (fuziune)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (în soluție)
Substantele simple corespunzatoare oxizilor si hidroxizilor amfoteri reactioneaza cu solutiile alcaline pentru a forma saruri complexe si elibereaza hidrogen: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
EXERCIȚIU
Discutați posibilitatea interacțiunii... Aceasta înseamnă că trebuie să decideți:
1) dacă reacția este posibilă;
2) dacă este posibil, atunci în ce condiții (în soluție, într-o topitură, când este încălzit etc.), dacă nu este posibil, atunci de ce;
3) dacă se pot obține produse diferite în (ce) condiții diferite.
După aceea, trebuie să notați toate reacțiile posibile.
De exemplu: 1. Discutați posibilitatea interacțiunii magneziului cu nitratul de potasiu.
1) Reacție posibilă
2) Poate apărea în topitură (când este încălzită)
3) În topitură, reacția este posibilă, deoarece nitratul se descompune odată cu eliberarea de oxigen, care oxidează magneziul.
KNO3 + Mg = KNO2 + MgO
2. Discutați posibilitatea interacțiunii dintre acidul sulfuric și clorura de sodiu.
1) Reacție posibilă
2) Poate apărea între acidul concentrat și sarea cristalină
3) Sulfatul de sodiu și hidrosulfatul de sodiu pot fi obținute ca produs (în exces de acid, atunci când sunt încălzite)
H2SO4 + NaCl \u003d NaHSO4 + HCl
H 2 SO 4 + 2NaCl \u003d Na 2 SO 4 + 2HCl
Discutați posibilitatea unei reacții între:
1. Acid fosforic și hidroxid de potasiu;
2. Oxid de zinc și hidroxid de sodiu;
3. sulfit de potasiu și sulfat de fier (III);
4. Clorura de cupru (II) si iodura de potasiu;
5. Carbonat de calciu și oxid de aluminiu;
6. Dioxid de carbon și carbonat de sodiu;
7. Clorura de fier (III) si hidrogen sulfurat;
8. Dioxid de magneziu și sulf;
9. Bicromat de potasiu și acid sulfuric;
10. Sodiu și sulf.
Să facem o mică analiză a exemplelor C2
Interacțiunea cu apa
Multe nemetale reacționează cu apa pentru a forma oxizi (și/sau alți compuși). Reacțiile au loc cu încălzire puternică.
C + H2O → CO + H2
6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (boroxină) + 3H 2
4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2
3S + 2H2O → 2H2S + SO2
Halogenii, atunci când interacționează cu apa, sunt disproporționați (formă compuși cu diferite stări de oxidare dintr-un compus cu o singură stare de oxidare) - cu excepția F 2. Reacțiile au loc la temperatura camerei.
CI2 + H20 → HCI + HCIO
Br2 + H20 → HBr + HBrO
2F2 + 2H2O → 4HF + O2
Interacțiunea cu nemetale
interacțiunea cu oxigenul.
Majoritatea nemetalelor (cu excepția halogenilor, gazelor nobile) interacționează cu oxigenul pentru a forma oxizi, iar în anumite condiții (temperatură, presiune, catalizatori) - oxizi mai mari.
N 2 + O 2 → 2NO (reacția are loc la o temperatură de 2000 ° C sau într-un arc electric)
C + O 2 → CO 2
4B + 3O 2 → 2B 2 O 3
S + O 2 → SO 2
Interacțiunea cu fluorul
Cele mai multe nemetale (cu excepția N 2, C (diamantul), unele gaze nobile) interacționează cu fluorul pentru a forma fluoruri.
O 2 + 2F 2 → 2OF 2 (la trecerea curentului electric)
C + 2F 2 → CF 4 (la 900°C)
S +3F 2 → SF 6
2.3 Interacțiunea cu halogeni (Cl 2 , Br 2)
Cu nemetale (cu excepția carbonului, azotului, fluorului, oxigenului și gazelor inerte), formează halogenurile corespunzătoare (cloruri și bromuri).
2S + Cl2 → S2Cl2
2S + Br 2 → S 2 Br 2
2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (combustie în atmosferă de clor)
CI2 + Br2 → 2BrCl
Cl 2 + I 2 → 2ICl (încălzire până la 45°C))
Br 2 + I 2 → 2IBr
Interacțiunea cu oxizii
Carbonul și siliciul reduc metalele și nemetalele din oxizii lor. Reacțiile apar atunci când sunt încălzite.
SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si
MnO2 + Si → Mn + SiO2.
Interacțiunea cu alcalii
Majoritatea nemetalelor (cu excepția F2, Si) sunt disproporționate atunci când interacționează cu alcalii. Gazele nobile, O 2 , N 2 și alte metale nu interacționează cu alcalii
CI2 + 2NaOH → NaCl + NaClO
3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (la încălzire)
3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (fuziune)
P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2
Interacțiunea cu acizii oxidanți
Toate nemetalele (cu excepția halogenilor, gazelor nobile, N 2, O 2, Si) interacționează cu acizii oxidanți pentru a forma acidul (sau oxidul) corespunzător care conține oxigen.
C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + 2H2O
B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2
S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
Interacțiunea cu sare
Cu cât halogenul mai electronegativ înlocuiește cu atât reactantul mai puțin electronegativ din sarea sau compusul său de hidrogen
2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2
Proprietățile chimice ale compușilor binari non-oxid sunt diferite. Majoritatea acestora (cu excepția halogenurilor) formează doi oxizi atunci când interacționează cu oxigenul (în cazul amoniacului, trebuie folosiți catalizatori).
Proprietățile chimice ale oxizilor bazici
Interacțiunea cu apa
Oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase interacționează cu apa pentru a forma compuși solubili (puțin solubili) - alcalini
Na2O + H2O → 2NaOH
Interacțiunea cu oxizii
Oxizii bazici reacţionează cu oxizii acizi şi amfoteri pentru a forma săruri.
Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (fuziune)
Interacțiunea cu acizii
Oxizii bazici interacționează cu acizii
CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O
FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O
Oxizii bazici ai elementelor cu o stare de oxidare variabilă pot participa la reacțiile redox
FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
2MnO + O 2 → 2MnO 2
Proprietățile chimice ale oxizilor amfoteri
Interacțiunea cu oxizii
Oxizii amfoteri reacţionează cu oxizii bazici, acizi şi amfoteri pentru a forma săruri.
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 (fuziune)
Interacțiunea cu acizi și baze
Oxizii amfoteri interacționează cu baze și acizi
6HCl + Al2O3 → 2AlCI3 + 3H2O
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (la încălzire)
Interacțiunea cu sare
Oxizii amfoteri cu volatilitate scăzută înlocuiesc oxizii acizi mai volatili din sărurile lor
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Reacții redox
Oxizii amfoteri ai elementelor cu o stare de oxidare variabilă pot participa la reacțiile redox.
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Proprietățile chimice ale oxizilor acizi
1. Interacțiunea cu apa
Majoritatea oxizilor acizi se dizolvă în apă pentru a forma acidul corespunzător (oxizii metalici cu stări de oxidare mai mari și SiO 2 nu se dizolvă în apă).
SO3 + H2O → H2SO4
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Interacțiunea cu oxizii
Oxizii acizi reacţionează cu oxizii bazici şi amfoteri pentru a forma săruri.
Metalele alcaline includ metale din grupa IA din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev - litiu (Li), sodiu (Na), potasiu (K), rubidiu (Rb), cesiu (Cs) și franciu (Fr). Nivelul de energie exterior al metalelor alcaline are un electron de valență. Configurația electronică a nivelului de energie externă al metalelor alcaline este ns 1 . În compușii lor, ei prezintă o singură stare de oxidare egală cu +1. În OVR, ei sunt agenți reducători, adică. dona un electron.
Proprietățile fizice ale metalelor alcaline
Toate metalele alcaline sunt ușoare (au o densitate scăzută), foarte moi (cu excepția Li, se taie ușor cu un cuțit și pot fi rulate în folie), au puncte de fierbere și de topire scăzute (cu o creștere a încărcăturii de nucleul unui atom de metal alcalin, punctul de topire scade).
În stare liberă, Li, Na, K și Rb sunt metale alb-argintie, Cs este un metal galben-auriu.
Metalele alcaline sunt depozitate în fiole sigilate sub un strat de kerosen sau ulei de vaselină, deoarece sunt foarte reactive.
Metalele alcaline au o conductivitate termică și electrică ridicată, care se datorează prezenței unei legături metalice și a unei rețele cristaline centrate pe corp.
Obținerea metalelor alcaline
Toate metalele alcaline pot fi obținute prin electroliza topiturii sărurilor lor, cu toate acestea, în practică, numai Li și Na sunt obținute în acest fel, ceea ce este asociat cu activitatea chimică ridicată a K, Rb, Cs:
2LiCl \u003d 2Li + Cl 2
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2
Orice metal alcalin poate fi obținut prin reducerea halogenurei corespunzătoare (clorură sau bromură), folosind Ca, Mg sau Si ca agenți reducători. Reacțiile se desfășoară sub încălzire (600 - 900°C) și sub vid. Ecuația pentru obținerea metalelor alcaline în acest mod în general formează:
2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,
unde Eu este un metal.
O metodă cunoscută pentru producerea litiului din oxidul său. Reacția se efectuează când este încălzită la 300°C și sub vid:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Obținerea potasiului este posibilă prin reacția dintre hidroxidul de potasiu topit și sodiul lichid. Reacția se efectuează când este încălzită la 440°C:
KOH + Na = K + NaOH
Proprietățile chimice ale metalelor alcaline
Toate metalele alcaline interacționează activ cu apa formând hidroxizi. Datorită activității chimice ridicate a metalelor alcaline, reacția de interacțiune cu apa poate fi însoțită de o explozie. Litiul reacționează cel mai calm cu apa. Ecuația reacției în general:
2Me + H2O \u003d 2MeOH + H2
unde Eu este un metal.
Metalele alcaline interacționează cu oxigenul atmosferic pentru a forma o serie de compuși diferiți - oxizi (Li), peroxizi (Na), superoxizi (K, Rb, Cs):
4Li + O2 = 2Li2O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Toate metalele alcaline, atunci când sunt încălzite, reacţionează cu nemetale (halogeni, azot, sulf, fosfor, hidrogen etc.). De exemplu:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
6Li + N2 = 2Li3N
2Li + 2C \u003d Li 2 C 2
2Na + H2 = 2NaH
Metalele alcaline sunt capabile să interacționeze cu substanțe complexe (soluții de acizi, amoniac, săruri). Deci, atunci când metalele alcaline interacționează cu amoniacul, se formează amide:
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
Interacțiunea metalelor alcaline cu sărurile are loc după următorul principiu - ele înlocuiesc metalele mai puțin active (a se vedea seria de activitate a metalelor) din sărurile lor:
3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
Interacțiunea metalelor alcaline cu acizii este ambiguă, deoarece în timpul unor astfel de reacții metalul va reacționa inițial cu apa din soluția acidă, iar alcaliul format ca urmare a acestei interacțiuni va reacționa cu acidul.
Metalele alcaline reacţionează cu substanţe organice precum alcooli, fenoli, acizi carboxilici:
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 + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2
Reacții calitative
O reacție calitativă la metalele alcaline este colorarea flăcării prin cationii lor: Li + colorează flacăra în roșu, Na + galben și K + , Rb + , Cs + violet.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercițiu | Efectuați transformări chimice Na→Na2O→NaOH→Na2SO4 |
| Soluţie | 4Na + O 2 → 2Na 2 O Trebuie să știm care dintre nemetalele menționate în cursul școlar: C, N 2, O 2 - nu reacţionează cu alcalii Si, S, P, Cl 2, Br 2, I 2, F 2 - reacţionează: Si + 2KOH + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2, (asemănător cu brom și iod) 4P + 3NaOH + 3H 2 O = 3NaH 2 PO 2 + PH 3 Chimie organica Nume banale Trebuie să știți ce substanțe organice corespund denumirilor: izopren, divinil, vinilacetilenă, toluen, xilen, stiren, cumen, etilen glicol, glicerină, formaldehidă, acetaldehidă, propionaldehidă, acetonă, primii șase acizi monobazici limitatori (formic, acetic, propionic, butiric, valeric, acid caproic), acid stearic, acid palmitic, acid oleic, acid linoleic, acid oxalic, acid benzoic, anilină, glicină, alanină. Nu confunda acidul propionic cu acidul propenoic!! Săruri ale celor mai importanți acizi: formic - formiați, acetic - acetați, propionic - propionați, butiric - butirați, oxalic - oxalați. Radicalul –CH=CH 2 se numește vinil!! În același timp, câteva nume triviale anorganice: Sare de masă (NaCl), var nestins (CaO), var stins (Ca(OH) 2), apă de var (soluție de Ca(OH) 2), calcar (CaCO 3), cuarț (aka silice sau dioxid de siliciu - SiO 2 ), dioxid de carbon (CO 2), monoxid de carbon (CO), dioxid de sulf (SO 2), gaz brun (NO 2), bicarbonat de sodiu sau de copt (NaHCO 3), sodă calcină (Na 2 CO 3), amoniac (NH 3) , fosfină (PH 3), silan (SiH 4), pirita (FeS 2), oleum (soluție de SO 3 în H 2 SO 4 concentrat), sulfat de cupru (CuSO 4 ∙ 5H 2 O). Câteva reacții rare 1) Formarea vinilacetilenei:
2) Reacția de oxidare directă a etilenei la acetaldehidă:
Această reacție este insidioasă prin faptul că știm bine cum se transformă acetilena în aldehidă (reacția lui Kucherov), iar dacă transformarea etilenă → aldehidă are loc în lanț, atunci acest lucru ne poate deruta. Deci, aceasta este reacția! 3) Reacția de oxidare directă a butanului la acid acetic: Această reacție stă la baza producției industriale de acid acetic. 4) Reacția lui Lebedev: Diferențele dintre fenoli și alcooli Un număr mare de erori în astfel de sarcini !! 1) Trebuie amintit că fenolii sunt mai acizi decât alcoolii (legatura O-H din ei este mai polară). Prin urmare, alcoolii nu reacţionează cu alcalii, în timp ce fenolii reacţionează atât cu alcalii, cât şi cu unele săruri (carbonaţi, bicarbonaţi). De exemplu: Sarcina 10.1 Care dintre aceste substanțe reacționează cu litiul: a) etilen glicol, b) metanol, c) fenol, d) cumen, e) glicerina. Sarcina 10.2 Care dintre aceste substanțe reacţionează cu hidroxidul de potasiu: a) etilen glicol, b) stiren, c) fenol, d) etanol, e) glicerina. Sarcina 10.3 Care dintre aceste substanțe reacţionează cu bicarbonatul de cesiu: a) etilen glicol, b) toluen, c) propanol-1, d) fenol, e) glicerina. 2) Trebuie amintit că alcoolii reacţionează cu halogenurile de hidrogen (aceasta reacţie are loc prin legătura C-O), dar fenolii nu (în ei, legătura C-O este inactivă datorită efectului de conjugare). dizaharide Principalele dizaharide: zaharoza, lactoza si maltoza au aceeaşi formulă C 12 H 22 O 11 . Ele trebuie amintite: 1) că sunt capabili să se hidrolizeze în acele monozaharide care alcătuiesc: zaharoza- pentru glucoza si fructoza, lactoză- pentru glucoză și galactoză, maltoză-două glucoză. 2) că lactoza și maltoza au o funcție aldehidă, adică sunt zaharuri reducătoare (în special, dau reacții de oglinzi de „argint” și „cupru”), iar zaharoza, o dizaharidă nereducătoare, nu are aldehidă funcţie. Mecanisme de reacție Să sperăm că următoarele cunoștințe sunt suficiente: 1) pentru alcani (inclusiv în lanțurile laterale ale arenelor, dacă aceste lanțuri sunt limitative), reacțiile sunt caracteristice substituirea radicalilor liberi (cu halogeni) care merg împreună mecanism radical (inițierea lanțului - formarea de radicali liberi, dezvoltarea lanțului, terminarea lanțului pe pereții vasului sau în timpul ciocnirii radicalilor); 2) reacțiile sunt caracteristice pentru alchene, alchine, arene adiție electrofilă care merg de-a lungul mecanism ionic (prin educație pi-complex și carbocation ). Caracteristicile benzenului 1. Benzenul, spre deosebire de alte arene, nu este oxidat de permanganatul de potasiu. 2. Benzenul și omologii săi sunt capabili să intre în reacție de adiție cu hidrogen. Dar numai benzenul poate intra și el reacție de adiție cu clor (numai benzen si numai cu clor!). În același timp, toate arenele sunt capabile să intre reacție de substituție cu halogeni. Reacția lui Zinin Reducerea nitrobenzenului (sau compușilor similari) la anilină (sau alte amine aromatice). Această reacție într-unul dintre tipurile sale este aproape sigur că va avea loc! Opțiunea 1 - reducerea cu hidrogen molecular: C 6 H 5 NO 2 + 3H 2 → C 6 H 5 NH 2 + 2H 2 O Opțiunea 2 - reducerea cu hidrogen obținut prin reacția fierului (zinc) cu acidul clorhidric: C 6 H 5 NO 2 + 3Fe + 7HCl → C 6 H 5 NH 3 Cl + 3FeCl 2 + 2H 2 O Opțiunea 3 - reducerea cu hidrogen obținut prin reacția aluminiului cu alcalii: C 6 H 5 NO 2 + 2Al + 2NaOH + 4H 2 O → C 6 H 5 NH 2 + 2Na Proprietățile aminei Din anumite motive, proprietățile aminelor sunt cele mai puțin amintite. Poate că acest lucru se datorează faptului că aminele sunt studiate ultimele în cursul chimiei organice, iar proprietățile lor nu pot fi repetate prin studierea altor clase de substanțe. Prin urmare, rețeta este următoarea: doar învățați toate proprietățile aminelor, aminoacizilor și proteinelor. |
