Химические свойства основные: Химические свойства основных классов химических веществ

Все химические элементы разделяют на металлы и неметаллы в зависимости от строения и свойств их атомов. Также на металлы и неметаллы классифицируют образуемые элементами простые вещества, исходя из их физических и химических свойств.

В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева неметаллы расположены по диагонали: бор – астат и над ней в главных подгруппах.

Для атомов металлов характерны сравнительно большие радиусы и небольшое число электронов на внешнем уровне от 1 до 3 (исключение: германий, олово свинец – 4; сурьма и висмут — 5; полоний — 6 электронов).

Атомам неметаллов, наоборот, свойственны небольшие радиусы атомов и число электронов на внешнем уровне от 4 до 8 (исключение бор, у него таких электронов – три).

Отсюда стремление атомов металлов к отдаче внешних электронов, т.е. восстановительные свойства, а для атомов неметаллов – стремление к приему недостающих до устойчивого восьмиэлектронного уровня электронов, т.е. окислительные свойства.

В металлах – металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. В узлах решетки находятся положительно заряженные ионы металлов, связанные посредством обобществленных внешних электронов, принадлежащих всему кристаллу.

Это обуславливает все важнейшие физические свойства металлов: металлический блеск, электро- и теплопроводность, пластичность (способность изменять форму под внешним воздействием) и некоторые другие, характерные для этого класса простых веществ.

Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.

Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.

В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.

1. Взаимодействуют с неметаллами:

а) кислородом (с образованием оксидов)

Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла или керосина.

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Ca + O₂ = 2CaO

Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия — надпероксид

2Na + O₂ = Na₂O₂, К + О2 = КО2

а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:

2Na + Na₂O₂ = 2Na₂O

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании.

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (смесь двух оксидов: FeO и Fe₂O₃)

2Zn + O₂ = 2ZnO

2Cu + O₂ = 2CuO

Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.

б) водородом (с образованием гидридов)

2Na + H₂ = 2NaH

Ca + H₂ = CaH₂

в) хлором (с образованием хлоридов)

2K + Cl₂ = 2KCl

Mg + Cl₂ = MgCl₂

2Al + 3Cl₂ =2AlCl₃

Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

г) серой (с образованием сульфидов)

2Na + S = Na₂S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al₂S₃

Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

д) азотом (с образованием нитридов)

6K + N₂ = 2K₃N

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

2Al + N₂ = 2AlN

2. Взаимодействуют со сложными веществами:

Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений или активности металлов (вытеснительный ряд Бекетова Н.Н.):

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H₂), Cu, Hg, Ag, Au, Pt

а) водой

Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Ba + H₂O = Ba(OH) ₂ + H₂↑

Магний взаимодействует с водой при кипячении.

Mg + 2H₂O = Mg(OH) ₂ + H₂↑

Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.

2Al + 6H₂O = 2Al(OH) ₃ + 3H₂↑

Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием оксидов.

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂↑

б) растворами кислот

(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)

Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту

Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.

Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.

Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑

Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец практически не реагирует с раствором серной кислоты из-за образования на поверхности нерастворимого сульфата свинца.

Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.

в) растворами солей

Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.

Для остальных металлов выполняется правило:

Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее него.

Cu + HgCl₂ = Hg + CuCl₂

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.

г) растворами щелочей

Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂ [Zn(OH) ₄] + H₂↑

2Al + 2KOH + 6H₂O = 2K[Al(OH) ₄] + 3H₂↑

д) с органическими веществами

Щелочные металлы со спиртами и фенолом.

2C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂↑

2C₆H₅OH + 2Na = 2C₆H₅ONa + H₂↑

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А.Вюрца):

CH₂Cl-CH₂-CH₂Cl + Zn = C₃H₆(циклопропан) + ZnCl₂

2CH₂Cl + 2Na = C₂H₆(этан) + 2NaCl

В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂), двойные (в молекулах О₂), тройные (в молекулах N₂) ковалентные связи.

1. молекулярное

При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н₂, N₂, O₂, O₃, F₂, Cl₂) или твердые вещества (I₂, P₄, S₈) и лишь единственный бром (Br₂) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.

2. атомное

Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (B_n, С_n, Si_n, Gen, Se_n, Te_n). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород О₂ и озон О₃ и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности. В ряду неметаллов

At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства.

Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого сильного окислителя.

1. Окислительные свойства

а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)

2Na + S = Na₂S (сульфид натрия)

3Mg + N₂ = Mg₃N₂ (нитрид магния)

б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:

2P + 5S = P₂S₅ (сульфид фосфора V)

Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:

H₂ + S = H₂S

H₂ + Cl₂ = 2HCl

3H₂ + N₂ = 2NH₃

в) в реакциях с некоторыми сложными веществами

Окислитель – кислород, реакции горения

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Окислитель – хлор

2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

CH₄ + Cl₂ = CH₃Cl + HCl

Ch₂=CH₂ + Br₂ = CH₂Br-CH₂Br

2. Восстановительные свойства

а) в реакциях с фтором

S + 3F₂ = SF₆

H₂ + F₂ = 2HF

Si + 2F₂ = SiF₄

б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)

S + O₂ = SO₂

N₂ + O₂ = 2NO

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

C + O₂ = CO₂

в) в реакциях со сложными веществами – окислителями

H₂ + CuO = Cu + H₂O

6P + 5KClO₃ = 5KCl + 3P₂O₅

C + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

H₂C=O + H₂ = CH₃OH

3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Основания. Химические свойства и получение

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме⁺ (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH₄⁺) и гидроксид-аниона ОН^—.

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания. Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например, оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na₂O + H₂O → 2NaOH

При этом оксид меди (II)  с водой не реагирует:

CuO + H₂O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий), кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K⁰ + 2H₂⁺O →  2K⁺OH + H₂⁰

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов. Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например, электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

либо

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами  (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

 Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH)₂ + CO₂ ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например, гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III)  и воду при прокаливании:

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид  ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид  ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например, гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4Fe⁺²(OH)₂ + O₂⁰ + 2H₂O → 4Fe⁺³(O^-2H)₃

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при  мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H₃PO₄  → NaH₂PO₄ + H₂O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + 2H₂O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли, а в растворе – комплексные соли.

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например, при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь_{(избыток)} + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид_{(избыток)} = кислая соль

Например, при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO₂ = NaHCO₃ 

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе, при условии, что в продуктах образуется газ или  осадок. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например, гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе:

Cu²⁺SO₄^2- + 2Na⁺OH^— = Cu²⁺(OH)₂^—↓ + Na₂⁺SO₄^2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH₄⁺NO₃^— + K⁺OH^— = K⁺NO₃^— + NH₃↑ + H₂O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид, взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла.

Например, избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO₄ + 2KOH = Zn(OH)₂↓ + K₂SO₄

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей. Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO₄ + 4KOH = K₂[Zn(OH)₄] + K₂SO₄

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла_{(избыток)} + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь_{(избыток)} = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например, гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

KHSO₃ + KOH = K₂SO₃ + H₂O

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO₃ мы разбиваем на уольную кислоту H₂CO₃ и карбонат натрия Na₂CO₃. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H₂⁺O = 2Na[Al⁺³(OH)₄] + 3H₂⁰

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl₂⁰ = NaCl^— + NaOCl⁺ + H₂O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl₂⁰ = 5NaCl^— + NaCl⁺⁵O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например, в растворе:

2NaOH + Si⁰ + H₂⁺O=  Na₂Si⁺⁴O₃ + 2H₂⁰

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂⁰ + 4NaO^-2H = O₂⁰ + 4NaF^— + 2H₂O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Химические свойства оснований — урок. Химия, 8–9 класс.

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+h3O.

 

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+2h3O.

 

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↓+h3O.

 

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+3h3O.

 

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+h3O↑.

 

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+h3SO4→CuSO4+2h3O.

 

Б) При взаимодействии гидроксида железа(\(III\)) с соляной (хлороводородной) кислотой образуются хлорид железа(\(III\)) и вода:

Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3h3O.

 

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+h3O.

 

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+h3O.

 

Видеофрагмент:

Разложение гидроксида меди(\(II\))

 

Б) Гидроксид железа(\(III\)) при нагревании разлагается на оксид железа(\(III\)) и воду:

2Fe(OH)3⟶t°Fe2O3+3h3O.

Основные химические вещества

В Основная химическая промышленность — онлайн , есть 76 единиц, которые кратко описывают ключевые аспекты химической промышленности. Они разработаны таким образом, чтобы вы могли «окунуться» в них, чтобы получить необходимую информацию.

Хотя эти единицы являются автономными, вы обнаружите, что на этом веб-сайте есть перекрестные ссылки на материалы в других единицах, которые легко получить по указанным гиперссылкам. Существует также средство, которое позволяет вам искать весь сайт.Эти два подхода помогут вам следить за смежными темами и изучать их более широко.

Существует обзор химической промышленности, которая рассматривает отрасль в международном контексте. Остальные 75 единиц представлены в пяти тематических группах:

1. Производственные процессы
2. Материалы и приложения
3. Основные химические вещества
4. Полимеры
5. Металлы

Основные химикаты, производимые в больших количествах, в основном продаются в химической и других отраслях промышленности, прежде чем стать продуктами для широкого потребителя.В этой группе единиц каждое химическое вещество описывается одинаково, в трех основных разделах, которые мгновенно ведут вас к соответствующей информации:

• Использует
• Годовой объем производства
• Производство

Существуют единицы по основным органическим и неорганическим соединениям.

Органические соединения представляют собой либо строительные блоки, такие как этен, пропен, бутадиен и бензол, и то, как они используются для изготовления пластмасс и фармацевтических препаратов, либо соединения, изготовленные из этих строительных блоков, такие как этан-1,2-диол, этановая кислота и метанал. полезны сами по себе или используются для приготовления других полезных соединений.

Неорганические химические вещества, включенные в этот веб-сайт, представляют собой такие соединения, как карбонат кальция, хлор, хлористый водород, азотная кислота, гидроксид натрия, карбонат натрия и серная кислота, которые используются для получения других соединений, включая пластмассы, удобрения, мыло и поверхностно-активные вещества, и строительные материалы.

,

FUCHSIN BASIC | 632-99-5

FUCHSIN BASIC Химические свойства, применение, Производство

Химические свойства

Зеленый кристаллический порошок

Использует

В качестве красителя или в производстве других красителей.

Определение

ХЭБИ: гидрохлорид, который является моногидрохлоридом 4 — [(4-аминофенил) (4-иминоциклогекса-2,5-диен-1-илиден) метил] -2-метиланилина.Один из основных компонентов основного фуксина, вместе с парарозанилином, пурпурным II и новым фуксином.

Общее описание

Темно-зеленый порошок. Краситель, полученный из трифенилметана.

Реакции воздуха и воды

Слабо растворим в воде.

Реактивность профиля

FUCHSIN BASIC нейтрализует кислоты в экзотермических реакциях с образованием солей и воды. Может быть несовместимо с изоцианатами, галогенированными органическими веществами, пероксидами, фенолами (кислотными), эпоксидами, ангидридами и галогенидами кислот.Может генерировать водород, горючий газ, в сочетании с сильными восстановителями, такими как гидриды. Легко превращается в бесцветные лейко-основы.

Пожарная опасность

Данные о температуре вспышки для FUCHSIN BASIC недоступны, но FUCHSIN BASIC, вероятно, является горючим.

Клиническое использование

Основной фуксин представляет собой смесь хлоридов розанилина и п-розанилина. Он существует в виде зеленого кристаллического порошка с аметаллическим внешним видом. Это соединение растворимо в воде и спирте, но нерастворимо в эфире.Основной фуксин является компонентом раствора карбол-фуксин (краска Кастеллани), который используется местно при лечении грибковых инфекций, особенно червя и стопы спортсмена.

Методы очистки

Очищайте краситель, растворяя его в EtOH, фильтруя и добавляя воду. Фильтруют или центрифугируют, промывают осадок Et2O и сушат на воздухе. Его также перекристаллизовывают из воды и сушат в вакууме при 40oC. Кристаллы имеют металлический зеленый блеск. Максимальное ультрафиолетовое излучение в EtOH составляет 543 нм (93 000).Его растворимость в воде составляет 0,26%. Карминно-красный цвет получается в EtOH. Это параРозанилин с метильной группой. [Scalan J Am Chem Soc 57 887 1937.]

FUCHSIN BASIC Подготовка продуктов и сырья

Сырье

Продукты для приготовления

,

2.11: металлы, неметаллы и металлоиды

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

1. Металлы
   1. Физические свойства металлов
   2. Химические свойства металлов
2. Неметаллы
   1. Физические свойства неметаллов:
   2. Химические свойства неметаллов
3. Металлоиды
   1. Физические свойства металлоидов
   2. Химические свойства металлов
   3. Химические свойства металлов
4. Тенденции в металлическом и неметаллическом характере
5. Участники

навыков для развития

• Чтобы понять основные свойства, отделяющие металлы от неметаллов и металлоидов

Элемент — это самая простая форма материи, которая не может быть разделена на более простые вещества или построена из более простых веществ любым обычным химическим или физическим методом.Нам известно 110 элементов, из которых 92 встречаются в природе, а остальные были подготовлены искусственно. Элементы далее подразделяются на металлы, неметаллы и металлоиды.

Таблица 2.11.1 : Характеристические свойства металлических и неметаллических элементов:

Металлические элементы	Неметаллические элементы
Отличительный блеск (блеск)	Не блестящие, различные цвета
Податливая и пластичная (гибкая) как твердое вещество	хрупкий, твердый или мягкий
Проводить тепло и электричество	плохие проводники
Оксиды металлов основные, ионные	Кислоты неметаллические кислотные, соединения
катионов в водном растворе	Анионы, оксианионы в водном растворе

Металлы

Все элементы, кроме водорода, которые образуют положительные ионы, теряя электроны во время химических реакций, называются металлами.Таким образом, металлы являются электроположительными элементами. Они характеризуются ярким блеском, твердостью, способностью резонировать звук и являются отличными проводниками тепла и электричества. В нормальных условиях металлы являются твердыми веществами, за исключением ртути.

Физические свойства металлов

Металлы блестящие, ковкие, пластичные, хорошие проводники тепла и электричества. Другие свойства включают в себя:

• Состояние : Металлы — это твердые вещества при комнатной температуре, за исключением ртути, которая является жидкой при комнатной температуре (галлий является жидким в жаркие дни).
• Блеск : Металлы имеют качество отражения света от своей поверхности и могут быть отполированы, например, золото, серебро и медь.
• Ковкость: Металлы обладают способностью противостоять ударам и могут быть изготовлены из тонких листов, известных как фольга (кусок золота в виде кусочка сахара можно растолочь в тонкий лист, который будет покрывать футбольное поле).
• Пластичность: Металлы можно вытягивать в провода. 100 г серебра можно вытянуть в тонкую проволоку длиной около 200 метров.
• Твердость: Все металлы твердые, кроме натрия и калия, которые мягкие и могут быть разрезаны ножом.
• Валентность: Металлы имеют от 1 до 3 электронов во внешней оболочке своих атомов.
• Проводимость : Металлы — хорошие проводники, потому что у них есть свободные электроны. Серебро и медь — два лучших проводника тепла и электричества. Свинец — самый плохой проводник тепла. Висмут, ртуть и железо также являются плохими проводниками
• Плотность : Металлы имеют высокую плотность и очень тяжелые.Иридий и осмий имеют самые высокие плотности, тогда как литий имеет самую низкую плотность.
• Точки плавления и кипения : Металлы имеют высокую температуру плавления и кипения. Вольфрам имеет самую высокую температуру плавления, где серебро имеет низкую температуру кипения. Натрий и калий имеют низкие температуры плавления.

Химические свойства металлов

Металлы — это электроположительные элементы, которые обычно образуют основные или амфотерные оксиды с кислородом. Другие химические свойства включают в себя:

• Электроположительный характер : Металлы, как правило, имеют низкую энергию ионизации, и обычно теряют электроны (т.е.- \]
  • Щелочные металлы всегда 1 ⁺ (потеря электрона в с подоболочек)
  • Щелочноземельные металлы всегда 2 ⁺ (потеря обоих электронов в с подоболочек)
  • Ионы переходных металлов не следуют очевидной схеме, обычно встречается 2 ⁺ , а также наблюдаются 1 ⁺ и 3 ⁺

• Соединения металлов с неметаллами, как правило, ионных в природе
• Большинство оксидов металлов являются основными оксидами и растворяются в воде с образованием Гидроксиды металлов :

Оксид металла + вода -> гидроксид металла

Na ₂ O ( с ) + H ₂ O ( l ) -> 2NaOH ( aq )

CaO ( с ) + H ₂ O ( l ) -> Ca (OH) ₂ ( aq )

• Оксиды металлов проявляют свою химическую природу , основную , реагируя с кислотами с образованием солей и воды:

Оксид металла + кислота -> соль + вода

MgO ( с ) + HCl ( водн. ) -> MgCl ₂ ( водн. ) + H ₂ O ( л )

NiO ( s ) + H ₂ SO ₄ ( aq ) -> NiSO ₄ ( aq ) + H ₂ O ( l )

Пример

Какая химическая формула для оксида алюминия?

Решение

Al имеет заряд 3+, ион оксида O ^2- , таким образом Al ₂ O ₃

Пример

Вы ожидаете, что он будет твердым, жидким или газообразным при комнатной температуре?

Решения

Оксиды металлов характерно твердые при комнатной температуре

Пример

Напишите сбалансированное химическое уравнение для реакции оксида алюминия с азотной кислотой:

Решение

Оксид металла + кислота -> соль + вода

Al ₂ O ₃ ( s ) + 6HNO ₃ ( aq ) -> 2Al (NO ₃ ) ₃ ( aq ) + 3H ₂ O () )

Неметаллы

Элементы, которые имеют тенденцию приобретать электроны, чтобы сформировать анионы во время химических реакций, называют неметаллами.Это электроотрицательные элементы. Это не блестящие, хрупкие и плохие проводники тепла и электричества (кроме графита). Неметаллы могут быть газообразными, жидкими или твердыми.

Физические свойства неметаллов:

• Физическое состояние : Большинство неметаллов существует в двух из трех состояний вещества при комнатной температуре: газы (кислород) и твердые вещества (углерод).
• Неметаллический и пластичный : Неметаллы очень хрупкие и не могут быть свернуты в проволоку или растолкнуты в листы.
• Проводимость : Они плохие проводники тепла и электричества.
• Блеск: Они не имеют металлического блеска и не отражают свет
• Проводимость : плохие проводники тепла и электричества
• Точки плавления и кипения : Точки плавления неметаллов , как правило, на ниже металлов
• Семь неметаллов существуют в стандартных условиях как двухатомных молекул :
  • H ₂ ( г )
  • N ₂ ( г )
  • O ₂ ( г )
  • F ₂ ( г )
  • Cl ₂ ( г )
  • Br ₂ ( l )
  • I ₂ ( l ) (летучая жидкость — легко испаряется)

Химические свойства неметаллов

• Неметаллы имеют тенденцию приобретать или делиться электронами с другими атомами.Они электроотрицательны по своему характеру.
• Неметаллы при взаимодействии с металлами имеют тенденцию приобретать электроны (обычно , достигающий конфигурации электронов благородного газа) и превращаются в анионы :

Неметалл + Металл -> Соль

\ [3Br_ {2 (l)} + 2Al _ {(s)} \ rightarrow 2AlBr_ {3 (s)} \]

Оксид неметалла + вода -> кислота

\ [CO_ {2 (g)} + H_2O _ {(l)} \ rightarrow \ underset {\ text {carbonic acid}} {H_2CO_ {3 (aq)}} \]

(газированная вода слабо кислая)

• Неметаллические оксиды могут соединяться с основаниями с образованием солей.

Неметаллический оксид + основание -> соль

\ [CO_ {2 (g)} + 2NaOH _ {(aq)} \ rightarrow Na_2CO_ {3 (aq)} + H_2O _ {(l)} \]

Металлоиды

Свойства промежуточного между металлами и неметаллами. Металлоиды полезны в полупроводниковой промышленности.

металлов	Неметаллы	металлоидов
золото	Кислород	Кремний
Серебро	Carbon	бор
Медь	Водород	Мышьяк
Железо	Азот	Сурьма
Меркурий	Сера

.

примеров химических и физических свойств

Воспламеняемость — это химическое свойство. (David Lindes)

Химическое свойство — это характеристика вещества, которую можно наблюдать и измерять только тогда, когда происходит химическая реакция. Сравните это с физическим свойством, которое является характеристикой, которую можно наблюдать и измерять без изменения химического состава образца.

Вот список нескольких примеров химических и физических свойств.

Химические свойства

Чтобы соблюдать химические свойства, химический состав образца должен быть изменен в результате химического процесса или реакции.

• воспламеняемость
• токсичность
• энтальпия образования
• теплота сгорания
• степени окисления
• pH
• период полураспада
• координационное число
• поверхностное натяжение
• реакционная способность
• гигроскопия

физические свойства

Физические свойства могут наблюдаться без изменения химической природы образца.Любое механическое свойство, которое вы можете назвать физическим свойством, в том числе:

• масса
• объем
• плотность
• цвет
• температура
• температура плавления
• точка кипения
• отражательная способность
• эластичность
• блеск
• проницаемость
• пластичность
• давление
• вязкость
• прочность
• растворимость
• электрический заряд
• непрозрачность
• твердость

,