⚛️ §1 Строение атома
🔢 §2 Электрон. оболочки
🔗 §3 Валентность
🔗 §4 Ковалентная связь
🔗 §5 Кратные связи
🔗 §6 Ионная связь
🔢 §7 Степень окисл.
💎 §8 Кристалл. решётки
🧪 §9 Смеси
💧 §10 Дисп. системы
⚡ §11 Растворы. ТЭД
🔄 §12 Ионный обмен
💦 §13 Гидролиз
🔬 §14 Оксиды
🧫 §15 Основания
🧪 §16 Кислоты
🧂 §17 Соли
📋 §18 Обобщение
🔥 §19 ОВР понятия
🔢 §20 Степень ок.
⚡ §21 Окислители
⚖️ §22 Эл. баланс
🔥 §23 Важн. ОВ
🧲 §24 Полуреакции
📋 §25 Итог ОВР
💨 §26 Азот. N₂
💧 §27 Аммиак
🧂 §28 Соли аммония
🌡️ §29 HNO₃
🌱 §30 Нитраты
🌿 §31 Фосфор
🏭 §32 Соединения P
🌾 §33 Удобрения
💎 §34 Углерод
💨 §35 Оксиды C
🌊 §36 H₂CO₃
🪨 §37 Кремний
🏭 §38 SiO₂
🏗️ §39 Строит. матер.
⚛️ §40 Строение
🔬 §41 Свойства
⚗️ §42 Реакции
🧪 §43 Алюминий
⚙️ §44 Железо
⚡ §45 Электролиз
🪨 §46 Mg и ЩЗМ
🔮 §47 Соед. Mg,Ca
🔍 §48 Жёсткость
✨ §49 Алюминий
🧊 §50 Соед. Al
⚙️ §51 Железо
🧱 §52 Соед. Fe
🏭 §53 Получение Fe
✏️ Задачи §1–53
§1. Строение атома. Ядро
Z
порядковый номер = число протонов = число электронов
A
массовое число = протоны + нейтроны (A = Z + N)
N
число нейтронов = A − Z
Атом — электронейтральная частица: ядро (p⁺ + n⁰) + электронные оболочки (e⁻). Число протонов = числу электронов → атом нейтрален.
Изотопы — атомы одного элемента с одинаковым Z, но разным числом нейтронов N (→ разное A).
| Элемент | Обознач. | Z | A | N = A−Z |
|---|---|---|---|---|
| Водород | ¹H | 1 | 1 | 0 |
| Дейтерий | ²H | 1 | 2 | 1 |
| Тритий | ³H | 1 | 3 | 2 |
| Углерод-12 | ¹²C | 6 | 12 | 6 |
| Углерод-14 | ¹⁴C | 6 | 14 | 8 |
| Хлор-35 | ³⁵Cl | 17 | 35 | 18 |
| Хлор-37 | ³⁷Cl | 17 | 37 | 20 |
| Железо-56 | ⁵⁶Fe | 26 | 56 | 30 |
Интерактив: выбери элемент
⚛️ Интерактивная модель атома Бора
Na (Z=11)
A=23
Попробуй 5+ элементов для бонуса!
§2. Электронные оболочки атомов
Принцип Паули: на одной орбитали не более 2 электронов с противоположными спинами (↑↓).
Правило Хунда: электроны сначала занимают каждую орбиталь подуровня по одному (↑), затем спариваются.
Макс. e⁻ на уровне n: 2n² (n=1: 2; n=2: 8; n=3: 18; n=4: 32)
| Уровень n | Подуровни | Орбиталей | Макс. e⁻ |
|---|---|---|---|
| 1 | 1s | 1 | 2 |
| 2 | 2s, 2p | 1+3=4 | 8 |
| 3 | 3s, 3p, 3d | 1+3+5=9 | 18 |
| 4 | 4s, 4p, 4d, 4f | 1+3+5+7=16 | 32 |
Электронная конфигурация
🔬 Заполнение подуровней (правило Клечковского)
§3. Валентность атомов в свете электронной теории
Валентность — число ковалентных связей, которые атом образует. В основном состоянии = числу неспаренных электронов. В возбуждённом — больше (за счёт перехода электронов).
⚠ Азот N не имеет d-орбиталей на 2-м уровне → максимальная валентность IV (через д-а механизм). Сера и фосфор — могут возбуждаться до VI и V.
| Элемент | Осн. сост. | Возб. сост. | Валентности |
|---|---|---|---|
| H | 1s¹ → 1 неспар. | — | I |
| C | 2s²2p² → 2 неспар. | 2s¹2p³ → 4 неспар. | II, IV |
| N | 2s²2p³ → 3 неспар. | нет d-орб. → IV (д-а) | III, IV |
| O | 2s²2p⁴ → 2 неспар. | — | II |
| S | 3s²3p⁴ → 2 неспар. | 3s¹3p³3d² → 6 неспар. | II, IV, VI |
| P | 3s²3p³ → 3 неспар. | 3s¹3p³3d¹ → 5 неспар. | III, V |
| Cl | 3s²3p⁵ → 1 неспар. | до 3d → I, III, V, VII | I, III, V, VII |
Нажми элемент — узнай валентности
H
Водород
Валентность: I
C
Углерод
Валентности: II, IV
Возбуждение: 2s¹2p³
Возбуждение: 2s¹2p³
N
Азот
Валентности: III, IV
Нет d-орбит. на 2 уровне!
Нет d-орбит. на 2 уровне!
O
Кислород
Валентность: II
Нет d-орбит., не возбуждается
Нет d-орбит., не возбуждается
S
Сера
Валентности: II, IV, VI
Макс. → 3s¹3p³3d²
Макс. → 3s¹3p³3d²
P
Фосфор
Валентности: III, V
Макс. → 3s¹3p³3d¹
Макс. → 3s¹3p³3d¹
Cl
Хлор
Валентности: I,III,V,VII
d-орбит. доступны
d-орбит. доступны
Si
Кремний
Валентности: II, IV
Наиболее устойчива IV
Наиболее устойчива IV
§4. Ковалентная связь. Электроотрицательность
Ковалентная связь — образована за счёт обобществления пары электронов двумя атомами. Чем больше разность ЭО — тем более полярная связь.
ЭО по возрастанию: Cs < K < Na < Li < Mg < Al < H < P < C < S < N < Cl < O < F
| Тип связи | Условие | Примеры |
|---|---|---|
| Неполярная ковалентная | ΔЭО = 0 (одинаковые атомы) | H₂, O₂, N₂, Cl₂, F₂ |
| Полярная ковалентная | 0 < ΔЭО < 1,7 | HCl, H₂O, NH₃, CO₂, CH₄ |
| Ионная | ΔЭО > 1,7 | NaCl, KBr, MgO, CaF₂ |
Нажми молекулу — узнай тип связи
H₂
Какой тип?
Неполярная ковалентная
ΔЭО = 0
ΔЭО = 0
HCl
Какой тип?
Полярная ковалентная
ΔЭО = 3,16−2,20 = 0,96; Hδ⁺–Clδ⁻
ΔЭО = 3,16−2,20 = 0,96; Hδ⁺–Clδ⁻
H₂O
Какой тип?
Полярная ковалентная
ΔЭО(O−H) = 1,40; Hδ⁺–Oδ⁻–Hδ⁺
ΔЭО(O−H) = 1,40; Hδ⁺–Oδ⁻–Hδ⁺
NaCl
Какой тип?
Ионная
ΔЭО = 3,16−0,93 = 2,23
ΔЭО = 3,16−0,93 = 2,23
N₂
Какой тип?
Неполярная ковалентная
ΔЭО = 0; тройная N≡N
ΔЭО = 0; тройная N≡N
NH₃
Какой тип?
Полярная ковалентная
ΔЭО(N−H) = 0,84
ΔЭО(N−H) = 0,84
CO₂
Какой тип?
Полярная ков. (O=C=O)
Молекула линейная → неполярная в целом
Молекула линейная → неполярная в целом
MgO
Какой тип?
Ионная
ΔЭО = 3,44−1,31 = 2,13
ΔЭО = 3,44−1,31 = 2,13
Cl₂
Какой тип?
Неполярная ковалентная
ΔЭО = 0
ΔЭО = 0
🌡️ Сравнение ЭО и полярность связи
—
O
δ+
δ−
H
Полярная ковалентная
Тепловая карта ЭО (по Полингу)
§5. Кратные связи. Донорно-акцепторный механизм
σ-связь — осевое перекрывание орбиталей вдоль линии связи. Первая связь между атомами — всегда σ.
π-связь — боковое перекрывание p-орбиталей выше и ниже оси. Образует дополнительные (кратные) связи.
Донорно-акцепторный механизм: донор предоставляет готовую пару электронов → акцептор принимает на свободную орбиталь. Связь равноценна обменной.
NH₃ (донор: неподелённая пара) + H⁺ (акцептор: пустая 1s) → NH₄⁺
NH₃ (донор: неподелённая пара) + H⁺ (акцептор: пустая 1s) → NH₄⁺
| Молекула | Тип | σ-связей | π-связей | Кратность |
|---|---|---|---|---|
| H–H | Одинарная | 1 | 0 | 1 |
| O=O | Двойная | 1 | 1 | 2 |
| N≡N | Тройная | 1 | 2 | 3 |
| H₂C=CH₂ | C=C двойная | 5 | 1 | — |
| HC≡CH | C≡C тройная | 3 | 2 | — |
Переключи кратность
Одинарная
Двойная
Тройная
Д-А механизм
H
H
H–H: 1 σ-связь. Пример: H₂, Cl₂, F₂, одинарные C–C в алканах.
O
O
O=O: 1σ + 1π. Пример: O₂, C=O (CO₂), C=C (этилен).
π-связь слабее σ → двойная связь реакционноспособна.
π-связь слабее σ → двойная связь реакционноспособна.
N
N
N≡N: 1σ + 2π. Энергия 946 кДж/моль → N₂ очень инертен.
Пример: N₂, C≡C (ацетилен), C≡N (цианид).
Пример: N₂, C≡C (ацетилен), C≡N (цианид).
1 NH₃ имеет неподелённую пару электронов на N → выступает донором
2 H⁺ имеет пустую орбиталь → выступает акцептором
3 NH₃ + H⁺ → NH₄⁺ — ион аммония; все 4 связи N–H равноценны
§6. Ионная связь. Металлическая связь
Ионная связь — электростатическое притяжение между разноимённо заряженными ионами. Образуется при передаче электронов от металла к неметаллу.
Металлическая связь — катионы металла удерживаются «электронным газом» (делокализованные электроны). Объясняет: электропроводность, теплопроводность, пластичность.
Образование NaCl:
Na⁰
2,8,1
2,8,1
→ −e⁻
Na⁺
2,8
+
2,8
Cl⁰
2,8,7
2,8,7
→ +e⁻
Cl⁻
2,8,8
2,8,8
→
Na⁺Cl⁻
NaCl
NaCl
| Тип | В узлах | Связь | Свойства | Примеры |
|---|---|---|---|---|
| Ионная | Ионы | Кулоновское притяжение | Высокая т.пл., хрупкость, электролит в р-ре | NaCl, KOH, MgO |
| Металлическая | Катионы + e⁻ газ | Металлическая | Пластичность, электро- и теплопроводность | Fe, Cu, Al, Na |
Определи тип связи
KCl
Тип связи?
Ионная
K⁺ + Cl⁻
K⁺ + Cl⁻
Fe
Тип связи?
Металлическая
Fe²⁺/Fe³⁺ + e⁻ газ
Fe²⁺/Fe³⁺ + e⁻ газ
CaO
Тип связи?
Ионная
Ca²⁺ + O²⁻
Ca²⁺ + O²⁻
Al
Тип связи?
Металлическая
Al³⁺ + е⁻ газ
Al³⁺ + е⁻ газ
Na₂O
Тип связи?
Ионная
2Na⁺ + O²⁻
2Na⁺ + O²⁻
Cu
Тип связи?
Металлическая
Cu²⁺ + e⁻ газ → пластична
Cu²⁺ + e⁻ газ → пластична
⚡ Анимация образования ионной связи
Na
Z=11
Z=11
+
→
Cl
Z=17
Z=17
−
§7. Степень окисления
Степень окисления (СО) — условный заряд атома при допущении, что все общие пары электронов смещены к более электроотрицательному атому.
Правила определения СО:
1. В простых веществах: СО = 0 (H₂, Fe, O₂)
2. H обычно +1 (кроме гидридов: NaH → H = −1)
3. O обычно −2 (кроме: H₂O₂ → O = −1; OF₂ → O = +2)
4. Сумма СО всех атомов в молекуле = 0 (в ионе = заряду иона)
1. В простых веществах: СО = 0 (H₂, Fe, O₂)
2. H обычно +1 (кроме гидридов: NaH → H = −1)
3. O обычно −2 (кроме: H₂O₂ → O = −1; OF₂ → O = +2)
4. Сумма СО всех атомов в молекуле = 0 (в ионе = заряду иона)
| Вещество | Алгоритм | СО элемента |
|---|---|---|
| H₂SO₄ | 2(+1) + S + 4(−2) = 0 → S = +6 | S = +6 |
| KMnO₄ | (+1) + Mn + 4(−2) = 0 → Mn = +7 | Mn = +7 |
| HNO₃ | (+1) + N + 3(−2) = 0 → N = +5 | N = +5 |
| H₃PO₄ | 3(+1) + P + 4(−2) = 0 → P = +5 | P = +5 |
| Na₂Cr₂O₇ | 2(+1) + 2Cr + 7(−2) = 0 → Cr = +6 | Cr = +6 |
| NH₄⁺ | N + 4(+1) = +1 → N = −3 | N = −3 |
| Fe₃O₄ | 3Fe + 4(−2) = 0 → Fe = +8/3 ≈ 2,67 (смешанная) | Fe = +8/3 |
Найди СО — нажми правильный ответ
§8. Кристаллические решётки
Тип кристаллической решётки определяет все физические свойства вещества: твёрдость, температуру плавления, электропроводность, растворимость.
Атомная
💎
В узлах: атомы
Связь: ковалентная (очень прочная)
Свойства: очень твёрдые, высокая т.пл., нелетучие, нерастворимы
Примеры: алмаз, графит, SiO₂, Si
Связь: ковалентная (очень прочная)
Свойства: очень твёрдые, высокая т.пл., нелетучие, нерастворимы
Примеры: алмаз, графит, SiO₂, Si
Молекулярная
❄️
В узлах: молекулы
Связь между узлами: ван-дер-Ваальс (слабая)
Свойства: мягкие, низкая т.пл., летучие
Примеры: лёд H₂O, CO₂ (сухой лёд), I₂, HCl
Связь между узлами: ван-дер-Ваальс (слабая)
Свойства: мягкие, низкая т.пл., летучие
Примеры: лёд H₂O, CO₂ (сухой лёд), I₂, HCl
Ионная
🧂
В узлах: ионы (+/−)
Связь: кулоновское притяжение
Свойства: твёрдые, хрупкие, высокая т.пл., электролиты в р-ре
Примеры: NaCl, KBr, MgO, CaF₂
Связь: кулоновское притяжение
Свойства: твёрдые, хрупкие, высокая т.пл., электролиты в р-ре
Примеры: NaCl, KBr, MgO, CaF₂
Металлическая
⚙️
В узлах: катионы металла + «e⁻ газ»
Связь: металлическая (делокализованные e⁻)
Свойства: пластичность, электро- и теплопроводность, блеск
Примеры: Fe, Cu, Al, Na, Pb
Связь: металлическая (делокализованные e⁻)
Свойства: пластичность, электро- и теплопроводность, блеск
Примеры: Fe, Cu, Al, Na, Pb
Нажми на решётку — увидишь свойства. Определи тип для веществ:
💎 3D-модели кристаллических решёток
§9. Смеси. Способы разделения
Смесь — система из двух и более веществ без химического взаимодействия. Состав произволен. Делятся на однородные (гомогенные, нет границы раздела) и неоднородные (гетерогенные).
| Метод | Принцип | Применяется для | Пример |
|---|---|---|---|
| Фильтрование | Размер частиц | Нерастворимый осадок + жидкость | Мел в воде, песок в воде |
| Отстаивание | Плотность | Несмешив. жидкости или осадок | Нефть + вода, муть в воде |
| Перегонка (дистилляция) | Разные t кипения | Смешивающиеся жидкости | Вода + спирт, нефтепродукты |
| Кристаллизация | Растворимость | Твёрдое вещество из раствора | NaCl из рассола, сахар |
| Магнит | Магнитные свойства | Смесь с железом | Fe + S, опилки Fe в песке |
| Делительная воронка | Несмешиваемость | Две жидкости разной плотности | Бензин + вода |
| Хроматография | Адсорбция | Красители, аминокислоты | Разделение пигментов листа |
Выбери правильный метод разделения
1. Смесь Fe-опилок и серы S:
Магнит
Фильтрование
Перегонка
2. Вода + спирт (оба жидкие, смешиваются):
Отстаивание
Перегонка (дистилляция)
Фильтрование
3. NaCl растворён в воде, нужно получить кристаллы соли:
Фильтрование
Перегонка
Кристаллизация (упарка)
4. Бензин + вода (не смешиваются):
Делительная воронка / отстаивание
Перегонка
Фильтрование
§10. Дисперсные системы
Дисперсная система = дисперсионная среда (сплошная) + дисперсная фаза (раздроблённая). Классифицируют по размеру частиц дисперсной фазы.
Истинные растворы
<1 нм
<1 нм
Раствор NaCl
Раствор сахара
Раствор HCl
✓ Прозрачны
✓ Нет эффекта Тиндаля
✓ Не оседают
✓ Проходят через фильтр и мембрану
✓ Нет эффекта Тиндаля
✓ Не оседают
✓ Проходят через фильтр и мембрану
Коллоидные растворы
1–100 нм
1–100 нм
Молоко (эмульсия)
Туман (аэрозоль)
Дым
Кровь, желатин
✓ Опалесценция
✓ Эффект Тиндаля ✓
✓ Не оседают
✗ Не проходят через мембрану
✓ Эффект Тиндаля ✓
✓ Не оседают
✗ Не проходят через мембрану
Взвеси
>100 нм
>100 нм
Мел в воде (сусп.)
Речной ил
Масло в воде (эм.)
✓ Непрозрачны
✓ Частицы видны
✗ Быстро оседают
✗ Задерживаются фильтром
✓ Частицы видны
✗ Быстро оседают
✗ Задерживаются фильтром
Эффект Тиндаля — рассеивание пучка света коллоидными частицами (1–100 нм). Луч виден как светящийся конус (туман в лесу, дым в луче фонаря).
Коагуляция — укрупнение коллоидных частиц при добавлении электролита (нейтрализация зарядов) → выпадение осадка.
Нажми на пример — узнай тип
💡 Эффект Тиндаля — интерактивная демонстрация
Истинный р-р (NaCl)
Коллоид (молоко)
Суспензия (мел/H₂O)
§11. Растворы. Теория электролитической диссоциации
ТЭД (Аррениус, 1887): электролиты при растворении (или плавлении) распадаются на ионы — катионы (+) и анионы (−), которые движутся независимо.
Кислоты → H⁺ + анион кислотного остатка
HCl → H⁺ + Cl⁻ | H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
HCl → H⁺ + Cl⁻ | H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
Основания → катион металла + OH⁻
NaOH → Na⁺ + OH⁻ | Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
NaOH → Na⁺ + OH⁻ | Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
Соли → катион металла + анион кислотного остатка
Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻ | CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻
Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻ | CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻
| Сильные электролиты (α ≈ 1) | Слабые электролиты (α ≪ 1) | |
|---|---|---|
| Кислоты | HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ | H₂CO₃, H₂S, HF, CH₃COOH, H₃PO₄ |
| Основания | NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ | NH₃·H₂O, Fe(OH)₂, Cu(OH)₂ |
| Соли | Почти все растворимые соли | — |
Нажми — узнай уравнение диссоциации
H₂SO₄
Диссоциация?
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
(сильная, полная)
(сильная, полная)
Na₃PO₄
Диссоциация?
Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄³⁻
(сильный электролит)
(сильный электролит)
Al₂(SO₄)₃
Диссоциация?
Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻
5 ионов на 1 ф.е.
5 ионов на 1 ф.е.
CH₃COOH
Диссоциация?
CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
(слабая, обратимая)
(слабая, обратимая)
Ca(OH)₂
Диссоциация?
Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
(щёлочь, полная)
(щёлочь, полная)
Fe₂(SO₄)₃
Диссоциация?
Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe³⁺ + 3SO₄²⁻
5 ионов на 1 ф.е.
5 ионов на 1 ф.е.
💧 Анимация диссоциации
§12. Реакции ионного обмена (РИО)
РИО идут до конца, если образуется:
▸ Осадок ↓ (нерастворимое вещество)
▸ Газ ↑ (CO₂, NH₃, H₂S…)
▸ Слабый электролит (H₂O, CH₃COOH, NH₃·H₂O…)
▸ Осадок ↓ (нерастворимое вещество)
▸ Газ ↑ (CO₂, NH₃, H₂S…)
▸ Слабый электролит (H₂O, CH₃COOH, NH₃·H₂O…)
1МУ — молекулярное уравнение: BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl
2ПИУ — все сильные электролиты разбиваем на ионы:
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻
3КИУ — сокращаем одинаковые ионы:
Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓
Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓
Нажми — увидишь КИУ
NaOH + HCl
КИУ?
H⁺ + OH⁻ → H₂O
(нейтрализация)
(нейтрализация)
Na₂CO₃ + HCl
КИУ?
CO₃²⁻ + 2H⁺ → H₂O + CO₂↑
(газ)
(газ)
AgNO₃ + NaCl
КИУ?
Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓
(белый осадок)
(белый осадок)
KCl + NaNO₃
КИУ?
Реакция НЕ ИДЁТ
(все продукты растворимы)
(все продукты растворимы)
CuSO₄ + NaOH
КИУ?
Cu²⁺ + 2OH⁻ → Cu(OH)₂↓
(синий осадок)
(синий осадок)
Na₂S + HCl
КИУ?
S²⁻ + 2H⁺ → H₂S↑
(газ с запахом)
(газ с запахом)
⚗️ Пошаговое составление ионных уравнений
МУ:
ПИУ:
КИУ:
Шаг 0/3
§14. Оксиды
Оксид — бинарное соединение элемента с кислородом. Делятся на: основные (оксиды металлов: Na₂O, CaO), кислотные (оксиды неметаллов: SO₃, CO₂), амфотерные (Al₂O₃, ZnO), несолеобразующие (CO, NO).
| Тип | Реагирует с | Уравнения |
|---|---|---|
| Основной (Na₂O, CaO) | Кислота, кислотный оксид, H₂O (акт.) | Na₂O + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O CaO + H₂O → Ca(OH)₂ |
| Кислотный (SO₃, CO₂, P₂O₅) | Основание, основной оксид, H₂O | SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O CO₂ + H₂O → H₂CO₃ |
| Амфотерный (Al₂O₃, ZnO) | И кислоты, и основания | Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄] |
Нажми оксид — узнай тип
Na₂O
Тип?
Основной
+ H₂O → 2NaOH (щёлочь)
+ H₂O → 2NaOH (щёлочь)
SO₃
Тип?
Кислотный
+ H₂O → H₂SO₄
+ H₂O → H₂SO₄
Al₂O₃
Тип?
Амфотерный
+ HCl → AlCl₃; + NaOH → Na[Al(OH)₄]
+ HCl → AlCl₃; + NaOH → Na[Al(OH)₄]
CO₂
Тип?
Кислотный
+ Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O
+ Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O
ZnO
Тип?
Амфотерный
+ HCl → ZnCl₂; + NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O
+ HCl → ZnCl₂; + NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O
CO
Тип?
Несолеобразующий
Не образует кислоты/соли, восстановитель
Не образует кислоты/соли, восстановитель
§15. Основания
Основания — электролиты, диссоциирующие с образованием OH⁻. Щёлочи — растворимые основания (NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂).
| Реакция | Уравнение | Условие |
|---|---|---|
| Основание + кислота | NaOH + HCl → NaCl + H₂O | Всегда (нейтрализация) |
| Основание + кислотный оксид | 2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O | Всегда |
| Щёлочь + соль | 2NaOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ | Если выпадает осадок |
| Нагрев нераств. основания | Cu(OH)₂ → CuO + H₂O | t° |
| Щёлочь + амфотерный оксид | 2NaOH + ZnO → Na₂ZnO₂ + H₂O | — |
| Щёлочь + амф. гидроксид | NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] | — |
Реакция идёт или нет?
§16. Кислоты
Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием H⁺. Классифицируют по: числу H⁺ (одно-/двух-/трёхосновные), наличию O (кисл./бескисл.), силе (сильные/слабые).
| Реакция | Уравнение | Условие |
|---|---|---|
| Кислота + основание | HCl + NaOH → NaCl + H₂O | Нейтрализация, всегда |
| Кислота + основной оксид | H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O | Всегда |
| Кислота + металл (до H₂) | Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑ | Металл до H₂ в ряду активности |
| Кислота + соль | Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑ | Если образуется ↓, ↑ или слабый эл-т |
⚠ Конц. H₂SO₄ и HNO₃ — особые окислители: реагируют с металлами иначе (не выделяют H₂!). Пассивируют Fe, Al, Cr.
Реагирует металл с кислотой?
§17. Соли
Соли — электролиты, диссоциирующие на катион металла (или NH₄⁺) и анион кислотного остатка. Средние (NaCl), кислые (NaHCO₃, NaH₂PO₄), основные (FeOHCl).
| Реакция | Уравнение | Условие |
|---|---|---|
| Соль + кислота (сильная) | Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑ | Если более слабая кислота вытесняется |
| Соль + щёлочь | CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ | Если осадок |
| Соль + соль | BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl | Если осадок |
| Соль + металл (акт.) | Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓ | Если металл активнее металла в соли |
| Соль (термолиз) | CaCO₃ → CaO + CO₂↑ | При нагреве |
Назови анион — нажми формулу
NaCl
Анион?
Хлорид Cl⁻
→ хлорид натрия
→ хлорид натрия
CaSO₄
Анион?
Сульфат SO₄²⁻
→ сульфат кальция
→ сульфат кальция
K₂CO₃
Анион?
Карбонат CO₃²⁻
→ карбонат калия
→ карбонат калия
Fe(NO₃)₃
Анион?
Нитрат NO₃⁻
→ нитрат железа(III)
→ нитрат железа(III)
Na₃PO₄
Анион?
Фосфат PO₄³⁻
→ фосфат натрия
→ фосфат натрия
NaHCO₃
Тип соли?
Кислая соль
Гидрокарбонат натрия (HCO₃⁻)
Гидрокарбонат натрия (HCO₃⁻)
§18. Обобщение классов неорганических соединений
Генетический ряд — последовательность взаимных превращений веществ одного элемента, связывающая все классы неорганических соединений.
Генетический ряд металла (Na):
Na
+O₂ →
Na₂O
+H₂O →
NaOH
+HCl →
NaCl
Генетический ряд неметалла (S):
S
+O₂ →
SO₂
+H₂O →
H₂SO₃
+NaOH →
Na₂SO₃
| Класс | Пример | Связь с другими классами |
|---|---|---|
| Металл | Na, Ca, Al | → осн. оксид (+O₂); → соль (+кислота) |
| Основной оксид | Na₂O, CaO | → основание (+H₂O); → соль (+к-та или кисл. окс.) |
| Основание | NaOH, Ca(OH)₂ | → соль (+кислота); → оксид (+t, нераств.) |
| Кислота | HCl, H₂SO₄ | → соль (+основание/осн.окс./металл) |
| Кислотный оксид | SO₃, CO₂ | → кислота (+H₂O); → соль (+основание/осн.окс.) |
| Соль | NaCl, CuSO₄ | → основание (+щёлочь); → кислота (+сильная к-та) |
Амфотерные вещества (Al₂O₃, Al(OH)₃, ZnO, Zn(OH)₂) реагируют и с кислотами, и с щёлочами.
🏗️ Построй генетический ряд
§19. Окислительно-восстановительные реакции. Понятие
ОВР — реакции с изменением степеней окисления атомов (перенос электронов от восстановителя к окислителю).
Окисление — отдача e⁻ → СО повышается
Восстановитель отдаёт e⁻ и окисляется
Восстановитель отдаёт e⁻ и окисляется
Восстановление — приём e⁻ → СО понижается
Окислитель принимает e⁻ и восстанавливается
Окислитель принимает e⁻ и восстанавливается
| Реакция | Окислитель | Восстановитель |
|---|---|---|
| 2Mg + O₂ → 2MgO | O₂ (O⁰ → O²⁻) | Mg (Mg⁰ → Mg²⁺) |
| Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑ | H⁺ (H⁺ → H⁰) | Zn (Zn⁰ → Zn²⁺) |
| Fe + S → FeS | S (S⁰ → S²⁻) | Fe (Fe⁰ → Fe²⁺) |
| 2Fe₂O₃ + 3C → 4Fe + 3CO₂ | Fe³⁺ (Fe³⁺ → Fe⁰) | C (C⁰ → C⁴⁺) |
Нажми — определи окислитель и восстановитель
2Na + Cl₂ → 2NaCl
Окисл. / Восст.?
Окислитель: Cl₂ (Cl⁰→Cl⁻)
Восстановитель: Na (Na⁰→Na⁺)
Восстановитель: Na (Na⁰→Na⁺)
Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag
Окисл. / Восст.?
Окислитель: Ag⁺ (→Ag⁰)
Восстановитель: Cu (Cu⁰→Cu²⁺)
Восстановитель: Cu (Cu⁰→Cu²⁺)
2H₂O₂ → 2H₂O + O₂
Диспропорц.?
Да! O⁻¹→O²⁻ (окисл.) и O⁻¹→O⁰ (восст.)
H₂O₂ — и окислитель, и восстановитель
H₂O₂ — и окислитель, и восстановитель
🎴 Мемо-игра: термины ОВР
§20. Метод электронного баланса (МЭБ)
Суть МЭБ: число электронов, отданных восстановителем = числу электронов, принятых окислителем.
1Расставить СО всем атомам → найти изменяющиеся
2Написать полуреакции окисления и восстановления
3Найти НОК → коэффициенты перед восстановителем и окислителем
4Расставить остальные коэффициенты, проверить баланс атомов
Пример: Fe + Cl₂ → FeCl₃
Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺ |×2
(восстановитель, окисляется)
(восстановитель, окисляется)
Cl₂⁰ + 2e⁻ → 2Cl⁻ |×3
(окислитель, восстанавливается)
(окислитель, восстанавливается)
НОК(3,2) = 6: Fe×2, Cl₂×3
Ответ: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
Ответ: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
Разбор реакций пошагово — нажми
Cu + H₂SO₄(конц)
МЭБ →?
Cu⁰−2e⁻→Cu²⁺ (×1)
S⁺⁶+2e⁻→S⁺⁴ (×1)
Cu+2H₂SO₄→CuSO₄+SO₂↑+2H₂O
S⁺⁶+2e⁻→S⁺⁴ (×1)
Cu+2H₂SO₄→CuSO₄+SO₂↑+2H₂O
Zn + HNO₃(разб)
МЭБ →?
Zn⁰−2e⁻→Zn²⁺ (×4)
N⁺⁵+8e⁻→N⁻³ (×1)
4Zn+10HNO₃(разб)→4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O
N⁺⁵+8e⁻→N⁻³ (×1)
4Zn+10HNO₃(разб)→4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O
MnO₂ + HCl
МЭБ →?
Mn⁺⁴+2e⁻→Mn²⁺ (×1)
Cl⁻−1e⁻→Cl⁰ (×2)
MnO₂+4HCl→MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O
Cl⁻−1e⁻→Cl⁰ (×2)
MnO₂+4HCl→MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O
⚖️ Метод электронного баланса: пошаговый разбор
§31. Фосфор. Аллотропия
Три аллотропии фосфора: белый P₄ (ядовит, самовоспламеняется), красный (полимер, менее ядовит), чёрный (слоистый, полупроводник).
Белый P₄
⚠️
Молекулы P₄ (тетраэдры)
t°всп ≈ 34°C — самовоспламеняется!
Ядовит, хранят под водой
Светится в темноте
t°всп ≈ 34°C — самовоспламеняется!
Ядовит, хранят под водой
Светится в темноте
Красный P
🔴
Полимерная структура
Нет чёткой t°пл, t°восп ≈ 260°C
Менее ядовит
Применение: коробки спичек (тёрка)
Нет чёткой t°пл, t°восп ≈ 260°C
Менее ядовит
Применение: коробки спичек (тёрка)
Чёрный P
⬛
Слоистая структура (как графит)
Полупроводник
Наиболее термодинамически стабилен
Получают при высоком давлении
Полупроводник
Наиболее термодинамически стабилен
Получают при высоком давлении
| Реакция P | Уравнение |
|---|---|
| Горение (изб. O₂) | 4P + 5O₂ → 2P₂O₅ |
| С хлором (нед. Cl₂) | 2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ |
| С хлором (изб. Cl₂) | 2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ |
| С металлами | 3Ca + 2P → Ca₃P₂ (фосфид) |
§32. Соединения фосфора. H₃PO₄
P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄ — ортофосфорная кислота, трёхосновная, средней силы. Не летучая, нет окислительных свойств при обычной t.
| Нейтрализация H₃PO₄ | Соль | Пример |
|---|---|---|
| Полная (3 OH⁻ на 1 H₃PO₄) | Ортофосфат (PO₄³⁻) | 3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O |
| 2/3 (2 OH⁻) | Гидрофосфат (HPO₄²⁻) | 2NaOH + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + 2H₂O |
| 1/3 (1 OH⁻) | Дигидрофосфат (H₂PO₄⁻) | NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O |
Качественная реакция на PO₄³⁻: 3Ag⁺ + PO₄³⁻ → Ag₃PO₄↓ (жёлтый осадок)
Нажми — узнай соль
P₂O₅ + H₂O
Продукт?
P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄
Ортофосфорная кислота
Ортофосфорная кислота
Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄
Продукт?
Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ → 3CaSO₄ + 2H₃PO₄
Суперфосфат
Суперфосфат
Ag⁺ + H₃PO₄
Осадок?
3Ag⁺ + PO₄³⁻ → Ag₃PO₄↓
Жёлтый осадок — кач. р-я на PO₄³⁻
Жёлтый осадок — кач. р-я на PO₄³⁻
⚠️ Правило разбавления H₂SO₄
✗ Воду в кислоту
✓ Кислоту в воду
🍬 Обугливание сахара конц. H₂SO₄
C₁₂H₂₂O₁₁
§33. Минеральные удобрения
| Группа | Удобрение | Формула | % N/P/K |
|---|---|---|---|
| Азотные | Аммиачная селитра | NH₄NO₃ | 34% N |
| Мочевина (карбамид) | CO(NH₂)₂ | 46% N | |
| Сульфат аммония | (NH₄)₂SO₄ | 21% N | |
| Фосфорные | Суперфосфат простой | Ca(H₂PO₄)₂ + CaSO₄ | ~20% P₂O₅ |
| Двойной суперфосфат | Ca(H₂PO₄)₂ | ~45% P₂O₅ | |
| Калийные | Хлорид калия | KCl | ~60% K₂O |
| Сульфат калия | K₂SO₄ | ~54% K₂O | |
| Комплексные | Нитрофоска, нитроаммофоска | N+P+K | NPK |
Известкование почвы: CaCO₃ (известняк) или Ca(OH)₂ вносят для нейтрализации кислых почв: Ca(OH)₂ + 2H⁺ → Ca²⁺ + 2H₂O
Нажми — узнай удобрение
NH₄NO₃
Группа?
Азотное — аммиачная селитра
34% N, широко применяется
34% N, широко применяется
KCl
Группа?
Калийное — хлорид калия
Из природного сильвинита KCl·NaCl
Из природного сильвинита KCl·NaCl
Ca(H₂PO₄)₂
Группа?
Фосфорное — суперфосфат
Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
§34. Углерод. Аллотропия
Алмаз
💎
Атомная решётка; каждый C — 4 связи
Твёрдость 10 (Моос)
Не проводит ток
Применение: режущие инструменты, ювелирное дело
Твёрдость 10 (Моос)
Не проводит ток
Применение: режущие инструменты, ювелирное дело
Графит
✏️
Слоистая структура (гексагон. сетки)
Слои слабо связаны (ван-дер-Ваальс)
Мягкий, электропроводен
Применение: карандаши, электроды, смазки
Слои слабо связаны (ван-дер-Ваальс)
Мягкий, электропроводен
Применение: карандаши, электроды, смазки
Фуллерен C₆₀
⚽
60 атомов C — «футбольный мяч»
12 пятиугольников + 20 шестиугольников
Открыт в 1985 г.
Молекулярная решётка
12 пятиугольников + 20 шестиугольников
Открыт в 1985 г.
Молекулярная решётка
| Реакция C | Уравнение | Роль C |
|---|---|---|
| Горение (изб. O₂) | C + O₂ → CO₂ | Восстановитель |
| Горение (нед. O₂) | 2C + O₂ → 2CO | Восстановитель |
| Восстановление оксидов | 2CuO + C → 2Cu + CO₂ | Восстановитель (металлургия) |
| Адсорбция | — | Активированный уголь поглощает газы |
💎 3D-галерея аллотропных модификаций углерода
§35. Оксиды углерода CO и CO₂
CO — угарный газ
Бесцветный, без запаха, ядовит (блокирует гемоглобин → COHb)
Несолеобразующий оксид
Горит: 2CO + O₂ → 2CO₂
Восстановитель: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂
Бесцветный, без запаха, ядовит (блокирует гемоглобин → COHb)
Несолеобразующий оксид
Горит: 2CO + O₂ → 2CO₂
Восстановитель: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂
CO₂ — углекислый газ
Кислотный оксид; тяжелее воздуха
+ H₂O → H₂CO₃
+ Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O (кач. р-я!)
Парниковый эффект (поглощает ИК)
Кислотный оксид; тяжелее воздуха
+ H₂O → H₂CO₃
+ Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O (кач. р-я!)
Парниковый эффект (поглощает ИК)
CO или CO₂? — нажми
Ядовит, блокирует Hb
CO или CO₂?
CO (угарный газ)
COHb прочнее OHb → нарушение О₂ переноса
COHb прочнее OHb → нарушение О₂ переноса
Мутит известковую воду
CO или CO₂?
CO₂
CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O
CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O
Восстанавливает Fe из Fe₂O₃
CO или CO₂?
CO
Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ (доменная печь)
Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ (доменная печь)
Парниковый эффект
CO или CO₂?
CO₂
Поглощает ИК-излучение → нагрев атмосферы
Поглощает ИК-излучение → нагрев атмосферы
§36. Угольная кислота. Жёсткость воды
H₂CO₃ — слабая двухосновная кислота; существует только в растворе: CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃. Соли: карбонаты (CO₃²⁻) и гидрокарбонаты (HCO₃⁻).
Врем.
Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ — устраняется кипячением
Пост.
CaSO₄, MgSO₄ — не устраняется кипячением
Полная
временная + постоянная жёсткость
| Тип жёсткости | Причина | Устранение | Уравнение |
|---|---|---|---|
| Временная | Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ | Кипячение | Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑ |
| Постоянная | CaSO₄, MgSO₄ | Na₂CO₃ или Na₃PO₄ | Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃↓ |
Как устранить жёсткость?
Временная жёсткость
Метод?
Кипячение:
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑
Постоянная жёсткость
Метод?
Добавить Na₂CO₃:
Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃↓
Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃↓
Na₂CO₃ + HCl
Продукты?
Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑
💧 Демонстрация жёсткости воды
Мягкая вода
Много пены 🫧
Жёсткая вода
Накипь + осадок 🪨
§37. Кремний Si
Si — полупроводник (между металлом и диэлектриком). Атомная решётка (как алмаз). В природе: SiO₂, силикаты — самые распространённые минералы земной коры.
| Реакция Si | Уравнение | Особенность |
|---|---|---|
| С O₂ | Si + O₂ → SiO₂ | При нагреве |
| С HF (единств. кислота!) | Si + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂↑ | HF — единственная кислота, растворяющая Si |
| Со щёлочами | Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑ | Амфотерные свойства |
| С металлами | 2Ca + Si → Ca₂Si (силицид) | При нагреве |
Применение Si: полупроводниковая электроника (транзисторы, процессоры), солнечные батареи, оптоволокно (SiO₂).
Нажми — реакция Si
Si + HF
Реакция?
Si + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂↑
Только HF растворяет Si (и SiO₂)!
Только HF растворяет Si (и SiO₂)!
Si + NaOH
Реакция?
Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑
Амфотерный характер Si
Амфотерный характер Si
Si + HCl(конц.)
Реакция?
Реакция не идёт!
Si устойчив к большинству кислот
Si устойчив к большинству кислот
§38. SiO₂ и силикаты
SiO₂ — кислотный оксид; очень твёрдый (атомная решётка), t°пл ≈ 1700°C. Не реагирует с водой, но реагирует с щёлочами и HF.
| Реакция SiO₂ | Уравнение |
|---|---|
| + NaOH (расплав/р-р) | SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O |
| + Na₂CO₃ (сплавление) | SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂↑ |
| + HF | SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O (травление стекла) |
| С H₂O | Реакция НЕ ИДЁТ |
Na₂SiO₃ — «жидкое стекло»: р-р в воде; огнезащитное покрытие, клей.
H₂SiO₃ — слабее H₂CO₃; белый гель; H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O при нагреве.
Стекло: Na₂CO₃ + CaCO₃ + SiO₂ → Na₂O·CaO·6SiO₂ (сплавление).
Реагирует ли SiO₂?
SiO₂ + HF
Реакция?
Да! SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O
Травление стекла, обработка Si
Травление стекла, обработка Si
SiO₂ + H₂O
Реакция?
Нет реакции
SiO₂ не растворяется в воде
SiO₂ не растворяется в воде
SiO₂ + NaOH
Реакция?
SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O
«Жидкое стекло»
«Жидкое стекло»
SiO₂ + HCl
Реакция?
Нет реакции
(только HF реагирует с SiO₂)
(только HF реагирует с SiO₂)
§39. Строительные материалы на основе силикатов
Силикатная промышленность производит стекло, цемент, керамику (кирпич, фарфор, фаянс) — основные строительные материалы.
Известь
🪨
CaCO₃ → CaO + CO₂ (обжиг, ~1000°C)
CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q (гашение)
Ca(OH)₂ → «гашёная известь», «пушонка»
Известковый раствор затвердевает: Ca(OH)₂+CO₂→CaCO₃
CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q (гашение)
Ca(OH)₂ → «гашёная известь», «пушонка»
Известковый раствор затвердевает: Ca(OH)₂+CO₂→CaCO₃
Цемент
🏗️
Сырьё: CaCO₃ (известняк) + Al₂Si₂O₅(OH)₄ (глина)
Обжиг → Ca-алюмосиликаты
+ вода → гидратация → твердение
Бетон = цемент + песок + гравий + вода
Обжиг → Ca-алюмосиликаты
+ вода → гидратация → твердение
Бетон = цемент + песок + гравий + вода
Стекло
🪟
Na₂CO₃ + CaCO₃ + SiO₂ (1500°C)
→ Na₂SiO₃ + CaSiO₃ + 2CO₂
Состав: Na₂O·CaO·6SiO₂
HF травит стекло!
→ Na₂SiO₃ + CaSiO₃ + 2CO₂
Состав: Na₂O·CaO·6SiO₂
HF травит стекло!
Керамика
🏺
Сырьё: каолин Al₂Si₂O₅(OH)₄
+ полевой шпат + кварц
Обжиг 1300–1400°C → фарфор (плотный)
Кирпич: более низкий обжиг
+ полевой шпат + кварц
Обжиг 1300–1400°C → фарфор (плотный)
Кирпич: более низкий обжиг
| Реакция | Уравнение |
|---|---|
| Обжиг известняка | CaCO₃ → CaO + CO₂↑ (~1000°C) |
| Гашение извести | CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q |
| Карбонизация | Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O |
🏭 Производство силикатных материалов
§22. ОВР в водных растворах. Влияние среды
Среда реакции (кислая / нейтральная / щелочная) определяет продукты восстановления сильных окислителей — KMnO₄, K₂Cr₂O₇.
| Реакция | Особенности | Уравнение |
|---|---|---|
| Cu + HNO₃ конц. | N⁺⁵ → N⁺⁴ (NO₂) | Cu + 4HNO₃(к) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O |
| Cu + HNO₃ разб. | N⁺⁵ → N⁺² (NO) | 3Cu + 8HNO₃(р) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O |
| Fe + HNO₃ разб. | Fe⁰ → Fe³⁺ (избыток к-ты) | Fe + 4HNO₃(р) → Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O |
| Fe + конц. H₂SO₄ / HNO₃ (хол.) | Пассивация! | Реакции не идут |
| Zn + H₂SO₄ конц. | S⁺⁶ → S⁺⁴ (SO₂) | Zn + 2H₂SO₄(к) → ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O |
Выбери металл + кислоту — узнай продукт
🧪 Интерактивный pH-метр
pH 0–14
Лакмус
Метилоранж
Фенолфталеин
7.0
§23. Электрохимическая коррозия металлов
Электрохимическая коррозия возникает при контакте двух разных металлов в присутствии электролита. Образуется гальваническая пара: более активный металл — анод (разрушается), менее активный — катод.
Пара Fe–Cu в растворе электролита:
Анод (−): Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺
(Fe активнее Cu → разрушается)
(Fe активнее Cu → разрушается)
Катод (+): O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻
(в нейтральной среде)
(в нейтральной среде)
Fe²⁺ + 2OH⁻ → Fe(OH)₂ → [+O₂] → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃·nH₂O (ржавчина)
| Метод защиты | Суть | Пример |
|---|---|---|
| Покрытие (анодное) | Покрытие более активным Me (жертва) | Оцинкованное железо (Zn) |
| Покрытие (катодное) | Покрытие менее активным Me | Луженое железо (Sn), никелирование |
| Протекторная защита | Прикрепление более активного Me | Zn-протектор для Fe-трубы |
| Катодная защита | Внешний ток делает объект катодом | Трубопроводы |
| Легирование | Сплав с Cr, Ni → нержавеющая сталь | Нержавейка (18% Cr, 8% Ni) |
Кто разрушится — нажми пару
Fe–Cu
Анод (разруш.)?
Анод: Fe (активнее)
Катод: Cu
Катод: Cu
Fe–Zn
Анод (разруш.)?
Анод: Zn (активнее Fe)
Катод: Fe → Fe защищено!
Катод: Fe → Fe защищено!
Al–Fe
Анод (разруш.)?
Анод: Al (активнее Fe)
Катод: Fe → Fe защищено!
Катод: Fe → Fe защищено!
Fe–Sn
Анод (разруш.)?
Анод: Fe (активнее Sn)
Катод: Sn → Fe быстро ржавеет при повреждении покрытия
Катод: Sn → Fe быстро ржавеет при повреждении покрытия
🔋 Симулятор гальванической пары
+
Анод (−)
ЭДС = ?
Катод (+)
§24. Электролиз
Электролиз — разложение вещества под действием постоянного тока. Катод (−): восстановление катионов. Анод (+): окисление анионов.
| Система | Катод (−) | Анод (+) |
|---|---|---|
| Расплав NaCl | Na⁺+e⁻→Na (металл) | 2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑ |
| Раствор CuSO₄ | Cu²⁺+2e⁻→Cu↓ | 2H₂O−4e⁻→O₂↑+4H⁺ |
| Раствор NaCl | 2H₂O+2e⁻→H₂↑+2OH⁻ | 2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑ |
| Раствор H₂SO₄ | 2H⁺+2e⁻→H₂↑ | 2H₂O−4e⁻→O₂↑+4H⁺ |
Применения: рафинирование Cu и Au; получение Al (электролиз расплава Al₂O₃); получение Cl₂ и NaOH (электролиз р-ра NaCl); гальванопластика.
Закон Фарадея: m = (M · I · t) / (n · F), где F = 96485 Кл/моль, n — число e⁻.
Что выделяется на электродах?
Расплав AlCl₃
Катод / Анод?
Катод: Al³⁺+3e⁻→Al
Анод: 2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑
Анод: 2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑
Р-р AgNO₃
Катод / Анод?
Катод: Ag⁺+e⁻→Ag↓ (серебрение)
Анод: 2H₂O→O₂↑+4H⁺+4e⁻
Анод: 2H₂O→O₂↑+4H⁺+4e⁻
Р-р Na₂SO₄
Катод / Анод?
Катод: 2H₂O+2e⁻→H₂↑+2OH⁻
Анод: 2H₂O→O₂↑+4H⁺+4e⁻
Анод: 2H₂O→O₂↑+4H⁺+4e⁻
⚡ Симулятор электролиза
~ Источник тока
− Анод
+ Катод
Анод (−)
электролит
Катод (+)
§25. Тепловой эффект химических реакций
Тепловой эффект (ΔH) — теплота, поглощаемая или выделяемая в ходе реакции.
Экзотермические: ΔH < 0 (тепло выделяется)
Эндотермические: ΔH > 0 (тепло поглощается)
Экзотермические: ΔH < 0 (тепло выделяется)
Эндотермические: ΔH > 0 (тепло поглощается)
Закон Гесса: тепловой эффект реакции не зависит от пути (промежуточных стадий), а определяется только начальным и конечным состоянием системы.
| Реакция | ΔH, кДж/моль | Тип |
|---|---|---|
| C + O₂ → CO₂ | −393,5 | Экзо |
| 2H₂ + O₂ → 2H₂O(ж) | −572 | Экзо |
| CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O | −890 | Экзо |
| N₂ + O₂ → 2NO | +180 | Эндо |
| CaCO₃ → CaO + CO₂ | +178 | Эндо |
| H⁺ + OH⁻ → H₂O | −57,3 | Экзо (нейтрализация) |
Экзо или эндо? — нажми реакцию
Горение угля
Тип?
Экзотермическая (ΔH < 0)
Тепло выделяется
Тепло выделяется
Разложение H₂O
Тип?
Эндотермическая (ΔH > 0)
Требует энергии (электролиз)
Требует энергии (электролиз)
NaOH + HCl
Тип?
Экзотермическая
ΔH = −57,3 кДж/моль H₂O
ΔH = −57,3 кДж/моль H₂O
Синтез NH₃
Тип?
Экзотермическая
N₂+3H₂→2NH₃, ΔH = −92 кДж
N₂+3H₂→2NH₃, ΔH = −92 кДж
Обжиг CaCO₃
Тип?
Эндотермическая
CaCO₃→CaO+CO₂, ΔH = +178 кДж
CaCO₃→CaO+CO₂, ΔH = +178 кДж
Горение H₂
Тип?
Экзотермическая
2H₂+O₂→2H₂O, ΔH = −572 кДж
2H₂+O₂→2H₂O, ΔH = −572 кДж
🔥 Энергетическая диаграмма реакции
§26. Азот. Строение N₂. Свойства
78%
N₂ в воздухе
N≡N
тройная связь, E = 946 кДж/моль
−3→+5
диапазон степеней окисления
N₂ — бесцветный газ без запаха; химически инертен при н.у. из-за прочной тройной связи. Реагирует только при высоких t°, давлении или с очень активными металлами.
| Реакция | Уравнение | Условия |
|---|---|---|
| С O₂ | N₂ + O₂ ⇌ 2NO | >2000°C или электрическая дуга |
| С H₂ (синтез NH₃) | N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ | Fe-кат., 450°C, 150–200 атм |
| С активными Ме | 3Mg + N₂ → Mg₃N₂ 6Li + N₂ → 2Li₃N | При нагреве |
Нажми реакцию — условия и уравнение
N₂ + O₂
Условия?
N₂ + O₂ ⇌ 2NO
>2000°C (молния, дуга)
СО азота: 0 → +2
>2000°C (молния, дуга)
СО азота: 0 → +2
N₂ + H₂
Условия?
N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃
Fe-кат., 450°C, 200 атм
СО N: 0 → −3
Fe-кат., 450°C, 200 атм
СО N: 0 → −3
N₂ + Mg
Условия?
3Mg + N₂ → Mg₃N₂
При нагреве. Нитрид магния.
При нагреве. Нитрид магния.
§27. Аммиак NH₃
−33°C
температура кипения NH₃
700:1
объёмов NH₃ растворяется в 1 объёме H₂O
−3
степень окисления N в NH₃
Получение: в лаборатории — нагрев NH₄Cl + Ca(OH)₂; в промышленности — синтез Габера: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ (Fe, 450°C, 200 атм).
| Реакция | Уравнение | Роль NH₃ |
|---|---|---|
| С водой | NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ | Слабое основание (донор) |
| С кислотами | NH₃ + HCl → NH₄Cl↓ (белый дым) | Основание |
| Горение (без кат.) | 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O | Восстановитель |
| Окисление с кат. (Pt) | 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O | Восстановитель; производство HNO₃ |
Свойства NH₃ — нажми реакцию
NH₃ + HNO₃
Продукт?
NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃
Нитрат аммония — удобрение
Нитрат аммония — удобрение
NH₃ + H₂SO₄
Продукт?
2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄
Сульфат аммония — удобрение
Сульфат аммония — удобрение
NH₃ + Pt + O₂
Продукт?
4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O
Первая стадия получения HNO₃
Первая стадия получения HNO₃
NH₃ + H₂O
Среда р-ра?
NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Щелочная (слабое основание)
Щелочная (слабое основание)
🔵 3D-модель молекулы NH₃ (пирамидальная)
N
H
H
H
Жёлтое облако — неподелённая пара e⁻ азота.
Нажми на неё → реакция с H⁺!
Нажми на неё → реакция с H⁺!
⛲ Опыт «Фонтан аммиака»
NH₃
H₂O (инд.)
§28. Соли аммония
Соли аммония (NH₄⁺) — все растворимы в воде. Гидролиз по катиону → кислая среда (pH < 7).
| Реакция | Уравнение | Применение |
|---|---|---|
| + щёлочь (нагрев) | NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O | Качественная реакция на NH₄⁺ |
| Разложение NH₄Cl | NH₄Cl → NH₃↑ + HCl↑ (возгонка) | Пары вновь соединяются |
| Разложение NH₄NO₃ | NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O (умеренн. нагрев) | «Веселящий газ» |
| Соль | Формула | Удобрение / применение |
|---|---|---|
| Нитрат аммония (аммиачная селитра) | NH₄NO₃ | 34% N, азотное удобрение |
| Сульфат аммония | (NH₄)₂SO₄ | 21% N, удобрение |
| Хлорид аммония (нашатырь) | NH₄Cl | Пайка, медицина |
| Карбонат аммония | (NH₄)₂CO₃ | Разрыхлитель (выпечка) |
Качественная реакция на NH₄⁺
1Добавить NaOH и нагреть
2NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃↑ + H₂O — выделяется аммиак
3Влажная лакмусовая бумажка синеет → NH₃ обнаружен!
§29. Азотная кислота HNO₃
+5
СО азота в HNO₃
NO₂
продукт с конц. HNO₃
NO
продукт с разб. HNO₃
Получение (3 стадии):
1) 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (Pt, 800°C)
2) 2NO + O₂ → 2NO₂
3) 3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO
1) 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (Pt, 800°C)
2) 2NO + O₂ → 2NO₂
3) 3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO
| Реагент | Конц. HNO₃ | Разб. HNO₃ |
|---|---|---|
| Cu, Ag (неакт. Ме) | Cu+4HNO₃→Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O | 3Cu+8HNO₃→3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O |
| Zn (акт. Ме) | Zn+4HNO₃→Zn(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O | 4Zn+10HNO₃→4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O |
| Fe, Al, Cr | Пассивация (оксидная плёнка, реакции нет) | |
Конц. или разб.? — нажми
Cu + конц. HNO₃
Продукт N?
NO₂↑ (бурый газ)
N: +5 → +4
N: +5 → +4
Cu + разб. HNO₃
Продукт N?
NO↑ (бесцветный, синеет на воздухе)
N: +5 → +2
N: +5 → +2
Fe + конц. HNO₃
Реакция?
Пассивация! Реакции нет.
(Al, Cr — аналогично)
(Al, Cr — аналогично)
Zn + оч. разб. HNO₃
Продукт N?
NH₄⁺ (N: +5 → −3)
4Zn+10HNO₃→4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O
4Zn+10HNO₃→4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O
🧪 HNO₃ конц. vs разб. — реакция с Cu
Конц. HNO₃ (хол.)
Cu не реагирует
(пассивация!)
(пассивация!)
Конц. HNO₃ (гор.)
NO₂ бурый газ
Cu(NO₃)₂ р-р синий
Cu(NO₃)₂ р-р синий
Разб. HNO₃
NO (бесцветн.) газ
Cu(NO₃)₂ синий р-р
Cu(NO₃)₂ синий р-р
§30. Нитраты
Все нитраты растворимы в воде. При нагреве разлагаются — продукты зависят от положения металла в ряду активности.
| Группа металлов | Продукты разложения | Пример |
|---|---|---|
| Активные (Li, Na, K, Ca) | Нитрит + O₂ | 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑ |
| Средней активности (Mg…Cu) | Оксид металла + NO₂ + O₂ | 2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑ |
| Малоактивные (Ag, Hg, Au) | Металл + NO₂ + O₂ | 2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑ |
| NH₄NO₃ | N₂O + H₂O | NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O |
Применение нитратов: азотные удобрения (NH₄NO₃ — аммиачная селитра, NaNO₃ — натриевая, KNO₃ — калийная), пищевые добавки E249–252, порох (KNO₃+C+S).
Продукты разложения — нажми
NaNO₃ (t)
Продукты?
2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂↑
(Na — активный металл)
(Na — активный металл)
Fe(NO₃)₃ (t)
Продукты?
4Fe(NO₃)₃ → 2Fe₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑
(Fe — средней акт.)
(Fe — средней акт.)
AgNO₃ (t)
Продукты?
2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑
(Ag — малоактивный)
(Ag — малоактивный)
§21. Типичные окислители и восстановители
| Окислитель | Продукт восстановления | Зависит от среды |
|---|---|---|
| KMnO₄ (Mn⁺⁷) | Mn²⁺ (кисл.) / MnO₂ (нейтр.) / MnO₄²⁻ (щелочн.) | Да (сильно) |
| K₂Cr₂O₇ (Cr⁺⁶) | Cr³⁺ | Обычно кислая среда |
| HNO₃ конц. | NO₂ | Нет |
| HNO₃ разб. | NO (активн. Me: N₂O, N₂, NH₄⁺) | Зависит от Me |
| H₂SO₄ конц. | SO₂ | Нет |
| Cl₂, Br₂ | Cl⁻, Br⁻ | Нет |
| O₂ | O²⁻ | Нет |
| H₂O₂ | H₂O или O₂ (двойная роль) | — |
| Восстановитель | Продукт окисления |
|---|---|
| Металлы (Zn, Fe, Na…) | Катионы Zn²⁺, Fe²⁺/³⁺, Na⁺ |
| H₂ | H⁺ (H₂O) |
| C, CO | CO₂ |
| H₂S (S²⁻) | S⁰ или SO₂ (S⁴⁺) |
| HI, HBr | I₂, Br₂ |
| SO₂ (S⁴⁺) | SO₃ или SO₄²⁻ (S⁶⁺) |
KMnO₄ в разных средах — нажми
KMnO₄ + H₂SO₄
Кислая среда
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Раствор обесцвечивается
Раствор обесцвечивается
KMnO₄ (нейтр.)
Нейтральная среда
MnO₄⁻ + 2H₂O + 3e⁻ → MnO₂↓ + 4OH⁻
Бурый осадок MnO₂
Бурый осадок MnO₂
KMnO₄ + KOH
Щелочная среда
MnO₄⁻ + e⁻ → MnO₄²⁻
Зелёный манганат
Зелёный манганат
🟣 KMnO₄ в разных средах
Кислая среда (H⁺)
→ Mn²⁺ (бесцветный)
Нейтральная
→ MnO₂ (бурый)
Щелочная (OH⁻)
→ MnO₄²⁻ (зелёный)
§13. Гидролиз солей
Гидролиз — реакция ионов соли с водой, приводящая к изменению pH раствора. Происходит, если кислота или основание, образующие соль, — слабые.
| Состав соли | Гидролиз | Среда | Пример |
|---|---|---|---|
| Сл. кислота + Сил. основание | По аниону | Щелочная (pH > 7) | Na₂CO₃, CH₃COONa, Na₂S |
| Сил. кислота + Сл. основание | По катиону | Кислая (pH < 7) | NH₄Cl, AlCl₃, FeCl₃, ZnSO₄ |
| Оба сильные | Не гидролизуется | Нейтральная (pH = 7) | NaCl, KNO₃, Na₂SO₄ |
| Оба слабые | Полный гидролиз | ≈ нейтральная | Al₂S₃ + H₂O → Al(OH)₃ + H₂S |
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ → щелочная среда
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺ → кислая среда
Al³⁺ + H₂O ⇌ AlOH²⁺ + H⁺ → кислая среда
Определи среду раствора соли
95
из 118 элементов
— металлы
~25%
массы земной коры
— металлы
Al
алюминий
самый распространённый
Положение металлов в периодической системе
Схема периодической системы: металлы и неметаллы
Металлы (95)
Полуметаллы (7)
Неметаллы (16)
Водород H
Синяя линия — ступенчатая граница B→Og; металлы расположены левее и ниже
Строение атомов металлов
Валентные электроны
1, 2 или 3 e⁻
На внешнем уровне у большинства металлов 1–3 электрона. Их связь с ядром ослаблена из-за большого радиуса атома.
Главное свойство
Me⁰ − ne⁻ = Meⁿ⁺
Атомы металлов отдают валентные электроны → образуют положительно заряженные ионы (катионы).
Примеры: K⁰ − 1e⁻ → K⁺; Mg⁰ − 2e⁻ → Mg²⁺; Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺
электрон
валентный электрон
— — — орбита (энергетический уровень)
Натрий Na (Z=11)
K₁=2 K₂=8 K₃=1
Na⁰ − 1e⁻ → Na⁺
Магний Mg (Z=12)
K₁=2 K₂=8 K₃=2
Mg⁰ − 2e⁻ → Mg²⁺
Алюминий Al (Z=13)
K₁=2 K₂=8 K₃=3
Al⁰ − 3e⁻ → Al³⁺
Кальций Ca (Z=20)
K₁=2 K₂=8 K₃=8 K₄=2
Ca⁰ − 2e⁻ → Ca²⁺
Железо Fe (Z=26) · переходный металл
K₁=2 K₂=8 K₃=14 K₄=2
Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺ (HCl, H₂SO₄ разб.)
Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺ (Cl₂, конц. HNO₃)
Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺ (Cl₂, конц. HNO₃)
📌 Переходный металл — частично заполненная 3d-орбиталь (3d⁶4s²).
📌 Образует два типа катионов: Fe²⁺ и Fe³⁺.
📌 Fe²⁺ + NaOH → белый осадок Fe(OH)₂ (буреет на воздухе)
📌 Fe³⁺ + NaOH → бурый осадок Fe(OH)₃
📌 Образует два типа катионов: Fe²⁺ и Fe³⁺.
📌 Fe²⁺ + NaOH → белый осадок Fe(OH)₂ (буреет на воздухе)
📌 Fe³⁺ + NaOH → бурый осадок Fe(OH)₃
Металлическая связь
Металлическая связь — это связь между положительно заряженными ионами металлов посредством обобществлённых («свободных») электронов, образующих «электронный газ».
Схема металлической кристаллической решётки
«Электронный газ» свободно движется между катионами — объясняет электропроводность, теплопроводность и пластичность металлов
Нахождение металлов в природе
| Группа по активности | Примеры металлов | Форма нахождения | Примеры соединений |
|---|---|---|---|
| Активные | K, Na, Ca, Mg, Al | Только сложные вещества | NaCl, CaCO₃, KCl, Al₂O₃ |
| Средней активности | Fe, Zn, Pb, Cu | Оксиды, сульфиды | Fe₂O₃, ZnS, PbS, Fe₃O₄ |
| Малоактивные | Cu, Ag, Au, Pt | Самородный металл и соединения | Au⁰, Ag⁰, Cu₂S, CuS |
Получение металлов
Получение металлов из руд (природных соединений) называется металлургией. Суть любого способа — восстановление ионов металла до атомов: Meⁿ⁺ + ne⁻ → Me⁰.
Пирометаллургия
Восстановление металлов из оксидов при высоких температурах.
- Коксом (C):
2Fe₂O₃ + 3C → 4Fe + 3CO₂↑ - Оксидом углерода:
Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ - Водородом:
CuO + H₂ → Cu + H₂O - Алюминием (алюминотермия):
Fe₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Fe
Гидрометаллургия
Металл растворяют в кислоте, затем вытесняют более активным металлом.
Пример: CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu↓
Применяется для меди, серебра, золота.
Электрометаллургия
Электролиз расплавов солей или оксидов. Используется для получения активных металлов (Na, K, Ca, Mg, Al), которые нельзя получить пирометаллургией.
Пример: электролиз расплава Al₂O₃ → получение алюминия.
Алюминотермия — восстановление металлов алюминием из их оксидов. Реакция
Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe выделяет огромное количество теплоты (T > 2500 °C). Используется для сварки рельсов и получения редких металлов.
Контрольные вопросы
- Где расположены металлы в периодической системе? Сколько их всего?
- Почему атомы металлов легко отдают электроны?
- Что такое металлическая связь? Чем она обусловлена?
- Почему активные металлы не встречаются в природе в свободном виде?
- Какой металл является самым распространённым в земной коре?
- Какими тремя способами получают металлы? Приведите примеры.
- Почему алюминий нельзя получить пирометаллургией, но можно — электролизом?
Физические свойства металлов
⚖️
Плотность
лёгкие (ρ < 5 г/см³) и тяжёлые (ρ > 5 г/см³)
Li 0,53 ← мин
Na 0,97
Mg 1,74
Al 2,7
Fe 7,87
Cu 8,9
Pb 11,35
Os 22,6 → макс
📌 Al — самый используемый лёгкий металл: авиация, строительство, упаковка
⚡
Электро- и теплопроводность
обусловлены свободными электронами («электронным газом»)
Электропроводность (Ag = 100%)
Ag
100%
Cu
94%
Al
60%
Bi
0,3%
⬇ при нагревании — проводимость снижается
теплопроводность ↔ электропроводность
🔨
Пластичность и твёрдость
скольжение слоёв катионов в электронном газе
Пластичность
🥇 Au — из 1 г → проволока 3420 м
🥈 Ag, затем Al, Cu, Fe…
🔴 Хрупкий: Bi, Mn — крошатся
🥈 Ag, затем Al, Cu, Fe…
🔴 Хрупкий: Bi, Mn — крошатся
Твёрдость
🥇 Cr — царапает стекло
🔧 Fe, Ni, Co — средняя
🔴 Мягкие: K, Na, Cs — режутся ножом
🔧 Fe, Ni, Co — средняя
🔴 Мягкие: K, Na, Cs — режутся ножом
✨
Блеск, цвет и магнитные свойства
свободные электроны отражают свет
Цвет
Большинство — серебристо-белый
Cu — красноватый
Au — жёлтый
Cs — золотисто-жёлтый
Магнитные свойства
Fe, Co, Ni — ферромагнетики 🧲
сильно намагничиваются
сильно намагничиваются
Al — парамагнетик
очень слабо
очень слабо
Cu, Zn — диамагнетики
слабо отталкиваются
слабо отталкиваются
Температуры плавления металлов
Металлы с Tпл < 1000 °C — легкоплавкие; Tпл > 1000 °C — тугоплавкие. Вольфрам W — самый тугоплавкий.
Сплавы металлов
Сплавы — это однородные твёрдые смеси металлов (иногда с неметаллами — C, Si, B, P). В сплавах реализуется металлическая связь. Свойства сплавов отличаются от свойств компонентов.
| Название | Состав | Ценное свойство | Применение |
|---|---|---|---|
| Бронза | Cu ~90%, Sn ~10% | Твёрдость, коррозионная стойкость | Подшипники, колокола, скульптуры |
| Латунь | Cu ~60%, Zn ~40% | Коррозионная стойкость | Трубопроводы, муз. инструменты, сантехника |
| Дюралюминий | Al ~93%, Cu ~6%, Mg, Mn | Лёгкость + прочность | Авиа- и машиностроение |
| Чугун | Fe ~96,5%, C ~3,5% | Твёрдость (хрупкий) | Трубы, кухонная посуда, решётки |
| Сталь | Fe ~98,5%, C <1,5% | Прочность, пластичность | Рельсы, инструменты, строительство |
Проба драгоценного металла — число, показывающее массу металла в 1000 г сплава. Например, проба 585 означает, что в 1000 г сплава содержится 585 г золота.
Применение металлов
Al
Алюминий
- Авиация, автомобили
- Провода ЛЭП
- Пищевая фольга
- Оконные профили
Fe
Железо / Сталь
- Строительство
- Машиностроение
- Рельсы, трубы
- Инструменты
Cu
Медь
- Электропровода
- Радиаторы
- Монеты (сплавы)
- Трубопроводы
Au
Золото
- Ювелирные изделия
- Электроника (контакты)
- Медицинские протезы
- Банковские резервы
Na
Натрий
- Натриевые лампы
- Теплоноситель АЭС
- Синтез NaOH, Na₂O₂
Ag
Серебро
- Ювелирные изделия
- Антибактер. покрытия
- Электрические контакты
Контрольные вопросы
- Какие физические свойства характерны для металлов? Чем они обусловлены?
- Почему металлы хорошо проводят электрический ток и теплоту?
- Что такое пластичность? Какой металл наиболее пластичен?
- Что такое сплав? Чем свойства сплава отличаются от свойств чистых металлов?
- Что показывает проба драгоценного металла?
- Назовите самый лёгкий и самый тяжёлый металл. На какие группы по плотности делятся металлы?
В химических реакциях металлы всегда отдают электроны и окисляются → выступают в роли восстановителей:
Me⁰ − ne⁻ → Meⁿ⁺ (окисление).
Все реакции с участием металлов — окислительно-восстановительные.
Ряд активности металлов
← восстановительные свойства усиливаются
Активные
реагируют
с H₂O
с H₂O
Средние
реагируют
с кислотами
с кислотами
Малоактивные
не реагируют
с кислотами
с кислотами
более активный металл вытесняет менее активный из растворов его солей
Как запомнить ряд активности
K Ba Ca Na Mg Al
›
Zn Fe Ni Sn Pb
›
(H₂)
›
Cu Hg Ag Pt Au
Активные (до Al включ.)
✔ реагируют с H₂O при н.у.
✔ реагируют с кислотами
✔ в природе — только соединения
✔ реагируют с H₂O при н.у.
✔ реагируют с кислотами
✔ в природе — только соединения
Средние (Zn — Pb)
✗ с холодной водой не реагируют
✔ реагируют с кислотами
✔ Fe + пар → Fe₃O₄ + H₂↑
✗ с холодной водой не реагируют
✔ реагируют с кислотами
✔ Fe + пар → Fe₃O₄ + H₂↑
Неактивные (Cu — Au)
✗ с водой не реагируют
✗ с разб. HCl не реагируют
✔ встречаются самородками
✗ с водой не реагируют
✗ с разб. HCl не реагируют
✔ встречаются самородками
Якоря памяти:
📌 K, Na — режутся ножом
📌 Au, Pt — «благородные» (не ржавеют)
📌 Al — самый используемый лёгкий металл
📌 K, Na — режутся ножом
📌 Au, Pt — «благородные» (не ржавеют)
📌 Al — самый используемый лёгкий металл
Мнемоника по группам:
«Каждый Барон Сверху Надел Маску Алюминиевую» → K Ba Ca Na Mg Al
«Цари Желают Ничего — Олово Свободно» → Zn(Ц) Fe(Ж) Ni(Н) Sn(О) Pb(С)
«Медный Рыцарь Серебряную Платину Аукнул» → Cu(М) Hg(Р) Ag(С) Pt(П) Au(А)
«Каждый Барон Сверху Надел Маску Алюминиевую» → K Ba Ca Na Mg Al
«Цари Желают Ничего — Олово Свободно» → Zn(Ц) Fe(Ж) Ni(Н) Sn(О) Pb(С)
«Медный Рыцарь Серебряную Платину Аукнул» → Cu(М) Hg(Р) Ag(С) Pt(П) Au(А)
Интерактивный ряд активности
Выберите металл A, затем металл B — проверьте реакцию замещения.
Сводная таблица: реакции металлов
| Реагент | Активные K–Al |
Средние Zn–Pb |
Малоактивные Cu–Au |
|---|---|---|---|
| O₂ | ✔ оксид | ✔ оксид | ✔/✗ (Cu, Ag — да; Au, Pt — нет) |
| H₂O | ✔ Me(OH)ₙ + H₂↑ | ⚠ пар → оксид + H₂↑ |
✗ |
| HCl, H₂SO₄(разб.) | ✔ соль + H₂↑ | ✔ соль + H₂↑ | ✗ |
| конц. H₂SO₄, HNO₃ | ✔ реагируют | ⚠ Fe, Al — пассивация |
✔ Cu, Ag, Hg |
| Раствор соли | ⚠ сначала реагирует с H₂O |
✔ если стоит левее металла соли |
✔ если стоит левее металла соли |
ОВР-схемы реакций металлов
Алгоритм составления уравнений ОВР
① Степени окисления
Расставить СО над атомами. Металл: всегда 0 в простом веществе → повышает СО.
② Электронный баланс
Найти e⁻ отданные и принятые. Взять НОК, поставить коэффициенты к Ок/Вос.
③ Уравнивание
Уравнять остальные атомы. Проверить: e⁻ отданных = e⁻ принятых.
📌
Металл — всегда восстановитель: Me⁰ − ne⁻ → Meⁿ⁺ (окисление). Вещество-партнёр — окислитель: принимает эти электроны.
Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑
Zn⁰ − 2e⁻ → Zn²⁺ (окисление; Zn — восстановитель)
2H⁺ + 2e⁻ → H₂⁰ (восстановление; H⁺ — окислитель)
Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓
Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺ (окисление; Fe — восстановитель)
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰ (восстановление; Cu²⁺ — окислитель)
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑
Al⁰ − 3e⁻ → Al³⁺ |×2 итого: 6e⁻ отданы
2H⁺ + 2e⁻ → H₂⁰ |×3 итого: 6e⁻ приняты
⬆ Баланс: 2×3 = 3×2 = 6e⁻. Число отданных = числу принятых ✓
2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑
Na⁰ − 1e⁻ → Na⁺ |×2 (окисление; Na — восстановитель)
2H⁺ + 2e⁻ → H₂⁰ |×1 (восстановление; H⁺ — окислитель)
1. Взаимодействие с неметаллами
С кислородом (горение)
4Li + O₂ = 2Li₂O
2Mg + O₂ → 2MgO (при нагревании)
4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃ (при нагревании)
3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (горение в O₂)
⚠ Au и Pt с кислородом не реагируют. Mg, Al при комнатной температуре покрываются тонкой защитной оксидной плёнкой.
С галогенами, азотом, водородом
2Na + Cl₂ = 2NaCl (с хлором)
Mg + Br₂ = MgBr₂ (с бромом)
3Mg + N₂ → Mg₃N₂ (нитрид магния)
3Ca + 2P → Ca₃P₂ (фосфид кальция)
2Na + H₂ → 2NaH (гидрид натрия)
2. Взаимодействие с водой
Активные металлы (от K до Al) + H₂O → щёлочь + H₂
2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ (бурно, при н.у.)
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑ (при н.у.)
Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑ (горячая вода)
Реакции щелочных металлов (K, Na) с водой очень бурные, иногда с воспламенением!
Металлы средней активности (Zn–Pb) + H₂O(пар) → оксид + H₂
3Fe + 4H₂O(пар) = Fe₃O₄ + 4H₂↑ (раскалённое железо)
Cu, Hg, Ag, Pt, Au с водой не реагируют.
3. Взаимодействие с кислотами
Металл (левее H₂ в ряду) + HCl или H₂SO₄(разб.) → соль + H₂
Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑
Zn + H₂SO₄(разб.) = ZnSO₄ + H₂↑
Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑
⚠ Металлы правее H₂ (Cu, Ag, Hg, Pt, Au) с разбавленными HCl и H₂SO₄ не реагируют.
Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с кислотами бурно (опасно!) — в опытах не используются.
⚠ Концентрированные кислоты — особые случаи
Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
⚠ Пассивация: Fe и Al на холоде не реагируют с конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃ — на поверхности образуется плотная оксидная плёнка. Именно поэтому азотную кислоту перевозят в стальных цистернах!
Медь Cu стоит правее H₂, но реагирует с концентрированными кислотами — они являются окислителями сами по себе, а не за счёт H⁺.
3б. Металлотермия (алюминотермия)
Восстановление оксидов металлов алюминием
Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe (T > 2500 °C)
3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu
Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr
Алюминий — более активный металл, поэтому вытесняет менее активные металлы из их оксидов при нагревании. Реакция термитная — выделяет огромное количество теплоты. Применяется для сварки рельсов, получения редких металлов.
4. Взаимодействие с растворами солей
Более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли
Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓ (Fe активнее Cu)
Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu↓ (Zn активнее Cu)
Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓ (Cu активнее Ag)
Условие: металл должен стоять левее металла соли в ряду активности. Щелочные и щелочноземельные металлы в таких реакциях сначала взаимодействуют с водой.
Контрольные вопросы
- Почему металлы в химических реакциях всегда проявляют восстановительные свойства?
- Как связана химическая активность металла с его положением в ряду активности?
- Как определить, будет ли металл вытеснять водород из кислоты?
- Какие металлы реагируют с водой при комнатной температуре? При нагревании?
- Составьте уравнения реакций: Mg + HCl; Al + H₂SO₄(разб.); Fe + CuSO₄.
- Почему Fe и Al не реагируют с концентрированной серной кислотой на холоде?
- Что такое алюминотермия? Напишите уравнение реакции Fe₂O₃ с алюминием.
Al
Z = 13 · III А
3-й период
~8%
массы земной коры
№1 среди металлов
2,7
г/см³ · лёгкий
Tпл = 660 °C
Строение атома · электронная конфигурация
Нахождение в природе
В природе — только в виде соединений:
- Al₂O₃ — корунд, глинозём
- Al₂O₃·nH₂O — бокситы (руда)
- KAlSi₃O₈ — полевой шпат
- Al₂Si₂O₇·nH₂O — каолинит (глина)
Физические свойства алюминия
🎨 Цвет и блеск
Серебристо-белый металл с ярким металлическим блеском. На воздухе быстро тускнеет из-за оксидной плёнки Al₂O₃.
⚖️ Плотность
2,7 г/см³
Лёгкий металл (ρ < 5 г/см³). В 3 раза легче железа (7,9 г/см³). Поэтому широко используется в авиации.
🌡️ Температура плавления
660 °C
Легкоплавкий металл. Для сравнения: Fe плавится при 1539 °C, Cu — при 1085 °C.
🔨 Пластичность
Очень высокая. Прокатывается в фольгу толщиной 0,001 мм. Легко куётся, тянется в проволоку.
⚡ Электропроводность
≈ 60% от Ag
Хороший проводник. Уступает Cu, но намного легче → используется в электросетях.
🔥 Теплопроводность
Высокая — 237 Вт/(м·К). Быстро отводит тепло → используется в радиаторах охлаждения.
Немагнитный металл (парамагнетик) — не притягивается магнитом. Это отличает его от железа и позволяет разделять алюминиевый лом магнитным сепаратором.
Химические свойства алюминия
Алюминий — активный металл (левее Zn в ряду активности). Но он покрыт тонкой оксидной плёнкой Al₂O₃, которая защищает от коррозии.
Уникальное свойство: алюминий — амфотерный металл — реагирует как с кислотами, так и со щёлочами.
Уникальное свойство: алюминий — амфотерный металл — реагирует как с кислотами, так и со щёлочами.
С кислородом
4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃ (при нагревании)
При н.у. Al покрыт плёнкой Al₂O₃ → не реагирует. Порошок Al горит ярким белым пламенем. Конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃ пассивируют Al (как и Fe!).
С разбавленными кислотами
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑
2Al + 3H₂SO₄(разб.) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑
Со щелочами — амфотерность!
2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑
Al — единственный из распространённых металлов, реагирующий со щёлочью с выделением H₂. Продукт: алюминат натрия NaAlO₂.
Алюминотермия
Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe (T > 2500 °C)
Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr
Al восстанавливает менее активные металлы из оксидов. Применяется для сварки рельсов, получения Cr, Mn, Ti.
Соединения алюминия
Al₂O₃ — оксид алюминия
Амфотерный оксид
Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O
Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O
Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O
Природные разновидности: корунд, рубин (с Cr³⁺), сапфир (с Ti⁴⁺)
Al(OH)₃ — гидроксид алюминия
Амфотерный гидроксид
Белый студенистый осадок. Получение:
Al³⁺ + 3OH⁻ → Al(OH)₃↓ (избыток — нет!)
Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O
Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O
Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O
Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O
Производство алюминия
Электролиз расплава: 2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑. Al₂O₃ растворяют в криолите Na₃AlF₆ (снижает T плавления с 2050 °C до ~960 °C). Метод Холла–Эру (1886 г.).
Al нельзя получить пирометаллургией — слишком активный.
Al нельзя получить пирометаллургией — слишком активный.
Применение алюминия
Al
Авиация
- Корпуса самолётов
- Дюралюминий Al+Cu+Mg
- Лёгкость + прочность
Al
Электротехника
- Провода ЛЭП
- Электрические шины
- 60% проводимости Ag
Al
Строительство
- Оконные профили
- Облицовочные панели
- Кровельные материалы
Al
Упаковка
- Пищевая фольга
- Банки для напитков
- Антикоррозийные покрытия
Контрольные вопросы
- Почему Al стоек к коррозии, несмотря на высокую химическую активность?
- Что значит «Al — амфотерный металл»? Приведите уравнения реакций с кислотой и щёлочью.
- Составьте уравнения: Al + HCl; Al + NaOH + H₂O; Al₂O₃ + KOH.
- Почему Al нельзя получить пирометаллургией? Как его получают?
- Что такое алюминотермия? Напишите уравнение восстановления Fe₂O₃ алюминием.
- Как называются природные минералы: Al₂O₃, Al₂O₃·nH₂O, KAlSi₃O₈?
Fe
Z = 26 · VIII Б
4-й период, d-блок
~5%
массы земной коры
№2 среди металлов
Fe²⁺
Fe³⁺
Fe³⁺
два типа катионов
переходный металл
Строение атома железа
Физические свойства
- Ферромагнетик 🧲 — сильно намагничивается
- Плотность: 7,87 г/см³ (тяжёлый металл)
- Tпл = 1538 °C (тугоплавкий)
- Серебристо-белый, блестящий
- Пластичен и ковок
Нахождение в природе
| Минерал | Формула | Описание |
|---|---|---|
| Магнетит (магнитный железняк) | Fe₃O₄ | Чёрный, магнитный, ценная руда |
| Гематит (красный железняк) | Fe₂O₃ | Красно-бурый, основная руда для стали |
| Лимонит (бурый железняк) | Fe₂O₃·nH₂O | Жёлто-бурый (ржавчина) |
| Пирит (серный колчедан) | FeS₂ | Золотисто-жёлтый, «золото дураков» |
Химические свойства железа
В реакциях Fe проявляет степени окисления +2 (с разб. кислотами) и +3 (с сильными окислителями — Cl₂, конц. HNO₃). Пассивируется конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃.
С неметаллами
3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (горение в O₂)
2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ (Cl₂ → Fe³⁺)
Fe + S = FeS (нагревание → Fe²⁺)
⚠️ С кислородом → Fe₃O₄ (магнетит), с хлором → FeCl₃ (Fe³⁺), с серой → FeS (Fe²⁺).
С водой (пар)
3Fe + 4H₂O(пар) = Fe₃O₄ + 4H₂↑ (раскалённое Fe)
С холодной водой Fe не реагирует (средний металл). Только с водяным паром при высокой температуре.
С кислотами
Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ (разб. → Fe²⁺)
Fe + H₂SO₄(разб.) = FeSO₄ + H₂↑
Fe + 4HNO₃(конц.)→Fe(NO₃)₃+NO₂↑+2H₂O (нагревание)
⚠️ Конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃ на холоде пассивируют Fe (как и Al)! Именно поэтому HNO₃ хранят в стальных цистернах.
С растворами солей
Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓ (Fe активнее Cu)
Fe + 2AgNO₃ = Fe(NO₃)₂ + 2Ag↓
Оксиды и гидроксиды железа
| Формула | Название | Цвет | Характер |
|---|---|---|---|
| FeO | Оксид железа(II) | Чёрный | Основной |
| Fe₂O₃ | Оксид железа(III) | Красно-бурый | Основной (слабо амфотерный) |
| Fe₃O₄ | Магнетит (FeO·Fe₂O₃) | Чёрный | Смешанный (Fe²⁺ + Fe³⁺) |
| Fe(OH)₂ | Гидроксид железа(II) | Белый → зелёный | Основной |
| Fe(OH)₃ | Гидроксид железа(III) | Бурый (коричневый) | Основной |
Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ (на воздухе)
4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃
Белый осадок Fe(OH)₂ на воздухе буреет — окисляется до Fe(OH)₃. Именно это объясняет «ржавление» — ржавчина: Fe₂O₃·nH₂O.
Качественные реакции на ионы Fe
Fe²⁺ + NaOH → Fe(OH)₂↓ (белый)
Fe³⁺ + NaOH → Fe(OH)₃↓ (бурый)
Fe³⁺ + KSCN → Fe(SCN)₃ (кроваво-красный!)
Fe³⁺ + NaOH → Fe(OH)₃↓ (бурый)
Fe³⁺ + KSCN → Fe(SCN)₃ (кроваво-красный!)
📌 KSCN (роданид калия) — реактив на Fe³⁺. Окрашивает раствор в кроваво-красный цвет.
Чугун и сталь
| Сплав | ω(C) | Свойства | Применение |
|---|---|---|---|
| Чугун | 2–4 % | Твёрдый, хрупкий, хорошо отливается | Трубы, посуда, решётки, блоки двигателей |
| Сталь | < 2 % | Прочная, пластичная, куётся | Рельсы, инструменты, арматура, машины |
Доменный процесс (получение чугуна): Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂. Восстановитель — оксид углерода CO, образующийся из кокса: 2C + O₂ → 2CO. Температура > 1500 °C.
Применение железа
Fe
Строительство
- Стальная арматура
- Профили и балки
- Кровельный металл
Fe
Машиностроение
- Двигатели (чугун)
- Корпуса станков
- Трубопроводы
Fe
Инструменты
- Режущие инструменты
- Пружины (сталь)
- Рельсы, мосты
Fe
Нержавеющая
- Fe + Cr + Ni
- Посуда, медтехника
- Химическое оборудование
Контрольные вопросы
- Почему железо образует два вида катионов Fe²⁺ и Fe³⁺? В каких условиях образуется каждый?
- Какой оксид образуется при горении Fe в кислороде? При реакции с водяным паром?
- Составьте уравнения: Fe + HCl; Fe + Cl₂; Fe + CuSO₄; 3Fe + 4H₂O(пар).
- Как отличить раствор FeCl₂ от раствора FeCl₃? Приведите уравнения качественных реакций.
- Почему Fe и Al пассивируются концентрированными H₂SO₄ и HNO₃ на холоде?
- Какова разница между чугуном и сталью? В чём их применение?
>2%
С в чугуне
<2%
С в стали
1500°C
t в домне
Доменный процесс
Домна — вертикальная шахтная печь, работающая непрерывно. Шихта: железная руда (Fe₂O₃, Fe₃O₄) + кокс + известняк.
Горение кокса и образование CO
C + O₂ = CO₂
CO₂ + C = 2CO
Восстановление железа оксидом углерода
Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂
Fe₃O₄ + 4CO = 3Fe + 4CO₂
Роль известняка (флюс)
CaCO₃ = CaO + CO₂
CaO + SiO₂ = CaSiO₃ (шлак)
Продукты домны
Чугун — сплав Fe с C (> 2%). Хрупкий, для литья.
Шлак — CaSiO₃, используют в цементе.
Получение стали
Сталь: сплав Fe с C (< 2%). Получают из чугуна выжиганием лишнего углерода (конвертер, электропечь).
Виды чугуна и стали
| Сплав | Содержание C | Свойства | Применение |
|---|---|---|---|
| Белый чугун | 2–4% | Хрупкий, твёрдый | Переплавка в сталь |
| Серый чугун | 2–4% | Графит в структуре | Литьё (трубы, радиаторы) |
| Углеродистая сталь | 0,1–2% | Прочная, пластичная | Конструкции, рельсы |
| Легированная сталь | <2% | +Cr, Ni, V… | Нержавеющая, инструменты |
Строение вещества§1–10
Растворы и классы§11–18
ОВР§19–25
Неметаллы§26–39
Строение и свойства
§40–42
Al · Fe обзор
§43–44
Электролиз
§45
Mg и Ca
§46–48
Алюминий
§49–50
Железо
§51–53
§40 — готово!
0/5
⚡
Постоянный ток
разлагает электролит
801 °C
t°пл. NaCl
бесцветная жидкость
ОВР
окисление + восстановление
одновременно
Что такое электролиз?
Электролиз (от русск. электрический + греч. lysis — разложение) — окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплавы или растворы электролитов.
Важнейший промышленный способ получения щелочных металлов — разложение их солей электрическим током. Так получают Na, K, Ca, Mg, Al.
| Термин | Описание | Роль |
|---|---|---|
| Катод (−) | Отрицательно заряженный электрод | Восстановление · катионы принимают e⁻ |
| Анод (+) | Положительно заряженный электрод | Окисление · анионы отдают e⁻ |
| Катионы | Положительно заряженные ионы | Движутся к катоду (−) |
| Анионы | Отрицательно заряженные ионы | Движутся к аноду (+) |
Электролиз расплава NaCl
Схема электролиза
Na⁺ → катод (−)
Cl⁻ → анод (+)
K
Катод (−) — восстановление Na⁺:
A
Анод (+) — окисление Cl⁻:
Суммарное уравнение:
2NaCl(расплав) →ток 2Na + Cl₂↑
Серебристый металл натрий и зеленовато-жёлтый газ хлор
Катод и анод · Другие галогениды
−
Катод
Отрицательно заряженный
Na⁺ + 1e⁻ → Na⁰
📌 Процесс: восстановление
📌 Роль: восстановитель
📌 К нему: катионы (+)
📌 Роль: восстановитель
📌 К нему: катионы (+)
+
Анод
Положительно заряженный
2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑
📌 Процесс: окисление
📌 Роль: окислитель
📌 К нему: анионы (−)
📌 Роль: окислитель
📌 К нему: анионы (−)
2KBr — бромид калия
2KBr(расплав) →ток 2K + Br₂↑
Катод: K⁺ + 1e⁻ → K⁰
Анод: 2Br⁻ − 2e⁻ → Br₂↑
CaF₂ — фторид кальция
CaF₂(расплав) →ток Ca + F₂↑
Катод: Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca⁰
Анод: 2F⁻ − 2e⁻ → F₂↑
MgCl₂ — хлорид магния
MgCl₂(расплав) →ток Mg + Cl₂↑
Катод: Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg⁰
Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑
| Соль (расплав) | Катод (−) | Анод (+) |
|---|---|---|
NaCl | Na металл | Cl₂↑ газ |
KBr | K металл | Br₂↑ |
CaF₂ | Ca металл | F₂↑ газ |
MgCl₂ | Mg металл | Cl₂↑ газ |
Применение электролиза
K Na
Щелочные металлы
- Калий, натрий
- из расплавов KCl, NaCl
Ca Mg
Щёлочноземельные
- Кальций, магний
- из расплавов солей
Al Zn
Другие металлы
- Алюминий, цинк
- из растворов
Cl₂
Хлор
- Дезинфекция воды
- хим. промышленность
NaOH
Щёлочи
- NaOH, KOH
- бумага, стекло
Ni Cr
Гальванотехника
- Никелирование
- Хромирование, золочение
Беларусь. На базе ОАО «Беларуськалий» работает электролизный цех: производит KOH, соляную кислоту, NaClO.
IIA
Группа
Mg · Ca · Sr · Ba · Ra
ns²
Внешний уровень
2 валентных электрона
Me⁰−2e⁻
→Me²⁺
→Me²⁺
С.О. = +2
восстановители
Что такое щёлочноземельные металлы?
Щёлочноземельные металлы — естественное семейство элементов группы IIA: Ca, Sr, Ba, Ra. Они имеют схожее строение атомов и схожие свойства простых веществ.
Примечание: магний (Mg) и бериллий (Be) входят в группу IIA, но к щёлочноземельным не относятся.
Примечание: магний (Mg) и бериллий (Be) входят в группу IIA, но к щёлочноземельным не относятся.
Оксиды CaO, SrO, BaO реагируют с водой, образуя щёлочи — поэтому и получили название «щелочные земли», а металлы — щёлочноземельные.
Положение в периодической системе
→
В ряду Mg → Ra: радиус атома увеличивается, электроотрицательность уменьшается, химическая активность возрастает.
Все атомы теряют 2 электрона:
Все атомы теряют 2 электрона:
Me⁰ − 2e⁻ = Me²⁺ · единственная степень окисления в соединениях: +2.
Нахождение в природе
| Металл | Доля в земной коре | Важнейшие минералы |
|---|---|---|
| Mg | 2,4 % | Доломит MgCO₃·CaCO₃, Mg в морской воде (~1300 мг/дм³) |
| Ca | 3,4 % | Кальцит CaCO₃ (мел, мрамор), Гипс CaSO₄·2H₂O, Фосфорит Ca₃(PO₄)₂ |
| Sr, Ba | < 0,01 % | Редкие — в виде сульфатов и карбонатов |
| Ra | ∼10⁻¹² % | Продукт распада урана; радиоактивен |
Присутствие солей Mg и Ca в природной воде определяет её жёсткость. Содержание Ca в морской воде — около 400 мг/дм³.
Физические свойства простых веществ
| Свойство | Mg→Ra | Примечание |
|---|---|---|
| Цвет | Серебристо-белые | Металлический блеск |
| Плотность | ↑ возрастает | Тяжелее щелочных металлов |
| Температура плавления | ↓ убывает | Mg (650 °C) → Ra ниже |
| Твёрдость | Выше, чем у щелочных | Из-за более прочной металлической связи |
Химические свойства
Mg и щёлочноземельные металлы — химически активные вещества. В реакциях они проявляют свойства сильных восстановителей: всегда отдают 2 электрона.
С галогенами (комнатная температура)
Mg + I₂ = MgI₂
Реакция сопровождается вспышкой. В ступке смешивают Mg и I₂, добавляют каплю воды (катализатор) → бурная реакция с фиолетовыми парами йода.
С кислородом (реакция соединения)
2Mg + O₂ = 2MgO
2Ca + O₂ = 2CaO
Mg горит ослепительно ярким белым пламенем → белый порошок MgO. Оксидная плёнка на ЩЗМ непрочная — не защищает от дальнейшего окисления.
С серой (нагревание)
Sr + S = SrS
Продукты — сульфиды металлов (соли сероводородной кислоты).
С азотом и фосфором (нагревание)
3Mg + N₂ →(t) Mg₃N₂ (нитрид, N — с.о. −3)
3Ca + 2P →(t) Ca₃P₂ (фосфид, P — с.о. −3)
С водородом (нагревание)
Ca + H₂ →(t) CaH₂ (гидрид кальция)
С водой
Mg + 2H₂O →(t) Mg(OH)₂↓ + H₂↑ (только горячая!)
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑ (при н.у.)
Ca, Sr, Ba реагируют с холодной водой. Mg — только при нагревании. Продукты: гидроксид металла (щёлочь) + H₂↑.
С кислотами
Mg + H₂SO₄(разб.) = MgSO₄ + H₂↑
Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂↑
Реагируют энергично. Продукты: соль + H₂↑.
Биологическая роль магния и кальция
Mg
Магний
🌿 Входит в состав хлорофилла — зелёного пигмента растений
🧬 В организме взрослого человека — около 70 г
🦴 Сосредоточен в костной и мышечной тканях, эмали зубов
🧬 В организме взрослого человека — около 70 г
🦴 Сосредоточен в костной и мышечной тканях, эмали зубов
Ca
Кальций
🦴 В организме взрослого — около 1700 г
🦷 ∼1680 г — в костях и зубах
💪 Ионы Ca²⁺ участвуют в сокращении мышц и свёртывании крови
🦷 ∼1680 г — в костях и зубах
💪 Ионы Ca²⁺ участвуют в сокращении мышц и свёртывании крови
Хранение
Щёлочноземельные металлы хранят под слоем керосина или минерального масла — так же, как и щелочные металлы. Это предотвращает окисление на воздухе и реакцию с влагой.
🧱
Оксиды
MgO · CaO
💧
Гидроксиды
Mg(OH)₂ · Ca(OH)₂
🪨
Соли
CaCO₃ · CaSO₄ · …
Оксиды: MgO и CaO
MgO — оксид магния («жжёная магнезия»): белый порошок, тугоплавкий (t°пл. = 2852 °C), основный оксид.
CaO — оксид кальция (негашёная известь): белое твёрдое вещество, t°пл. = 2613 °C, основный оксид.
CaO — оксид кальция (негашёная известь): белое твёрдое вещество, t°пл. = 2613 °C, основный оксид.
Выбери вещество — увидишь все реакции:
MgO — оксид магния
MgO + H₂O → Mg(OH)₂↓ (медленно; Mg(OH)₂ нерастворим)
MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O
MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O
MgO + CO₂ → MgCO₃
Применение: огнеупорные материалы, медицина (антацид)
MgO + H₂O → Mg(OH)₂↓ (медленно; Mg(OH)₂ нерастворим)
MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O
MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O
MgO + CO₂ → MgCO₃
Применение: огнеупорные материалы, медицина (антацид)
CaO — негашёная известь
CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q (бурная! много теплоты — «гашение»)
CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O
CaO + CO₂ → CaCO₃ (поглощает CO₂ из воздуха)
CaCO₃ →(t>900°C) CaO + CO₂↑ (обжиг известняка — промышленное получение)
Применение: строительство, дезинфекция, производство цемента
CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q (бурная! много теплоты — «гашение»)
CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O
CaO + CO₂ → CaCO₃ (поглощает CO₂ из воздуха)
CaCO₃ →(t>900°C) CaO + CO₂↑ (обжиг известняка — промышленное получение)
Применение: строительство, дезинфекция, производство цемента
Гашение CaO — попробуй сам
~300°C
CaO — белый порошок (негашёная известь). Добавим воду...
Гидроксиды: Mg(OH)₂ и Ca(OH)₂
| Свойство | Mg(OH)₂ | Ca(OH)₂ |
|---|---|---|
| Название | гидроксид магния | гашёная известь |
| Внешний вид | белый осадок | белый порошок |
| Растворимость | нерастворим | мало растворим (~1,7 г/л) |
| Тип основания | слабое | сильное (щёлочь) |
| Раствор в воде | «магнезиальное молоко» | «известковая вода» — щелочная |
Реакции
Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O (помутнение) Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂ (избыток CO₂ → прозрачный)
Известковая вода — прозрачный р-р Ca(OH)₂. При пропускании CO₂ мутнеет (CaCO₃↓). При избытке CO₂ снова прозрачная (Ca(HCO₃)₂). Это качественная реакция на CO₂!
Опыт: CO₂ через известковую воду — 3 шага
Ca(OH)₂ (р-р)
Прозрачный раствор Ca(OH)₂ — «известковая вода»
① прозрачная
② мутная (CaCO₃↓)
③ прозрачная (Ca(HCO₃)₂)
Важнейшие соли Ca и Mg
CaCO₃
Карбонат кальция
Мел, мрамор, кальцит — нерастворим. При нагревании разлагается: CaCO₃ →(t) CaO + CO₂↑
CaSO₄·2H₂O
Гипс
Белый, мало растворим. Применяется в строительстве и медицине (гипсовые повязки)
2CaSO₄·H₂O
Алебастр
Полугидрат сульфата кальция. Получают обжигом гипса при 120–180°C. С водой снова твердеет
Ca₃(PO₄)₂
Фосфорит
Нерастворим. Природный минерал, сырьё для фосфорных удобрений
Ca(HCO₃)₂
Гидрокарбонат Ca
Растворим! Причина временной жёсткости воды. При кипячении разлагается → CaCO₃↓
MgSO₄·7H₂O
Горькая соль
Английская/горькая соль. Применяется в медицине, сельском хозяйстве
Гипс ⇌ Алебастр
2(CaSO₄·2H₂O) →(120–180°C) 2CaSO₄·H₂O + 3H₂O↑ (гипс → алебастр)
2CaSO₄·H₂O + 3H₂O → 2CaSO₄·2H₂O (алебастр + вода → твердеет)
M(гипса CaSO₄·2H₂O) = 172 г/моль · M(алебастра 2CaSO₄·H₂O) = 290 г/моль
Стоматологи отливают модели зубов из алебастра: смешивают порошок с водой — масса быстро твердеет. Строители штукатурят гипсом — та же реакция! Мрамор, мел и скорлупа яиц — одно вещество: CaCO₃.
Цвета пламени
🔥
Ca²⁺
кирпично-красное
в CaO, CaCl₂
🔥
Sr²⁺
малиново-красное
в SrCl₂, фейерверки
🔥
Ba²⁺
жёлто-зелёное
в BaCl₂, пиротехника
Na⁺ — ярко-жёлтое (даже следы засвечивают)
K⁺ — фиолетовое (видно через синее стекло)
Ca²⁺
обнаружение
CO₃²⁻ → белый ↓
Ba²⁺
обнаружение
SO₄²⁻ → белый ↓
H₂O
Жёсткость
Ca²⁺ + Mg²⁺
Обнаружение ионов Ca²⁺ и Ba²⁺
| Ион | Реагент | Признак | Уравнение |
|---|---|---|---|
| Ca²⁺ | CO₃²⁻ (р-р Na₂CO₃) | белый осадок | Ca²⁺ + CO₃²⁻ = CaCO₃↓ |
| Ba²⁺ | SO₄²⁻ (р-р Na₂SO₄ или H₂SO₄) | белый осадок, не раств. в к-тах! | Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓ |
Ключевое отличие BaSO₄ от CaCO₃: BaSO₄ не растворяется даже в концентрированных кислотах. CaCO₃ при добавлении HCl бурно растворяется (CO₂↑). Это позволяет отличить Ba²⁺ от Ca²⁺.
Тренажёр: виртуальная пробирка
р-р
Что в пробирке (ион)?
Добавляем реагент:
Жёсткость воды
Жёсткость воды — содержание ионов Ca²⁺ и Mg²⁺. Жёсткая вода образует накипь в чайниках, разрушает ткань при стирке, мешает мылиться мылу.
| Вид жёсткости | Причина | Устранение |
|---|---|---|
| Карбонатная (временная) | Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ | кипячение или Ca(OH)₂ |
| Некарбонатная (постоянная) | CaSO₄, MgSO₄, CaCl₂, MgCl₂ | Na₂CO₃ или ионный обмен |
| Общая | временная + постоянная | комплексные методы |
💧 Мягкая вода
Много пены · нет накипи
Ca²⁺, Mg²⁺ практически нет
💧 Жёсткая вода
Накипь · плохо мылится
Ca(HCO₃)₂ · CaSO₄ · MgCl₂…
Как устранить жёсткость?
Нажми на метод — увидишь уравнение и пояснение:
Все уравнения устранения жёсткости
Ca(HCO₃)₂ →(t) CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑ (кипячение) Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃↓ + 2H₂O (известь) CaSO₄ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + Na₂SO₄ (сода) MgSO₄ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + Na₂SO₄ (сода) MgCl₂ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + 2NaCl (сода)
Почему в чайнике накипь? Ca(HCO₃)₂ при кипячении разлагается: образуется нерастворимый CaCO₃ — он и оседает на стенках. Это временная жёсткость «уходит» в осадок.
Al
алюминий
период 3 · IIIA
2,7
г/см³
лёгкий металл
660°C
t° плавления
серебристо-белый
Алюминий — лёгкий серебристо-белый металл, третий по распространённости элемент земной коры (~8%). Электронная конфигурация: [Ne]3s²3p¹, степень окисления +3.
Покрыт тонкой прочной плёнкой Al₂O₃, которая защищает металл от дальнейшего окисления.
Оксидная плёнка и пассивация
поверхность Al
Al
✓ плёнка Al₂O₃
Защитная плёнка Al₂O₃ толщиной ~4 нм делает Al стойким к воде и разбавленным кислотам без нагрева.
Выбери реагент — посмотри реакцию
Производство алюминия
Электролиз расплавленного Al₂O₃
2Al₂O₃ →(ток, 960°C, криолит Na₃AlF₆) 4Al + 3O₂↑Криолит Na₃AlF₆ снижает t° плавления Al₂O₃ с 2050°C до ~960°C. Россия — один из крупнейших производителей Al в мире.
| Природное соединение | Формула | Применение |
|---|---|---|
| Корунд | Al₂O₃ | Абразив, рубин/сапфир (примеси) |
| Боксит | Al₂O₃·nH₂O | Главная руда Al |
| Полевой шпат | KAlSi₃O₈ | Силикатная порода |
| Глина | Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O | Кирпич, керамика |
Al₂O₃
Корунд · амфотерный оксид
t°пл = 2050°C · нерастворим в H₂O
Al(OH)₃
Амфотерный гидроксид
белый студенистый осадок
Амфотерность — способность проявлять свойства и кислоты, и основания: реагировать как с кислотами, так и со щелочами. Al₂O₃ и Al(OH)₃ — классические амфотерные соединения.
Интерактив: Al(OH)₃ — что добавить?
пробирка
Al(OH)₃↓
Что добавить к Al(OH)₃?
Осадок Al(OH)₃ — белый, студенистый. Выберите действие.
Al₂O₃ — реакции
+ кислота
Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂OОксид реагирует с кислотой → соль Al³⁺ и вода
+ щёлочь (сплавл.)
Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂OПри сплавлении → метаалюминат натрия NaAlO₂
+ щёлочь (р-р)
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]При растворении → тетрагидроксоалюминат
+ H₂SO₄ · + Ca(OH)₂
Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O Al₂O₃ + Ca(OH)₂ = Ca(AlO₂)₂ + H₂O Получение Al(OH)₃ и алюминаты
Осаждение Al(OH)₃
AlCl₃ + 3NaOH(недост.) = Al(OH)₃↓ + 3NaCl AlCl₃ + 4NaOH(избыток) = Na[Al(OH)₄] + 3NaClПри недостатке NaOH — осадок Al(OH)₃. При избытке — осадок растворяется, образуя тетрагидроксоалюминат.
Превращения алюминатов
NaAlO₂ + 2H₂O = Na[Al(OH)₄] K[Al(OH)₄] →(t°) KAlO₂ + 2H₂OМетаалюминат ↔ тетрагидроксоалюминат (обратимые переходы при нагреве/растворении)
Fe
железо
период 4 · VIIIB
7,87
г/см³
тяжёлый металл
1535°C
t° плавления
с.о. +2 и +3
Железо — переходный металл, [Ar]3d⁶4s². Самый используемый металл (≈95% всей металлургии). Минералы: Fe₂O₃ (гематит), Fe₃O₄ (магнетит), Fe₂O₃·H₂O (лимонит), FeS₂ (пирит).
С.О. +2 — с кислотами разб., солями. С.О. +3 — с Cl₂, O₂ (горение).
С.О. +2 — с кислотами разб., солями. С.О. +3 — с Cl₂, O₂ (горение).
Fe + Cl₂ против Fe + O₂ — разные продукты!
🟡 Fe + Cl₂ → FeCl₃ (Fe³⁺!)
2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃
Хлор — сильный окислитель. Железо окисляется до +3.
Коричневый дым FeCl₃.
Коричневый дым FeCl₃.
🔥 Fe + O₂ → Fe₃O₄ (Fe²⁺+Fe³⁺)
3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄
Кислород — слабее Cl₂. Горение в O₂ → окалина Fe₃O₄
(смесь FeO·Fe₂O₃).
(смесь FeO·Fe₂O₃).
Коррозия — интерактив
Железная балка
исходное состояние
Условия:
Все химические реакции железа
| Реагент | Уравнение | Продукт / с.о. Fe |
|---|---|---|
| O₂ (горение) | 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ | окалина · +2,+3 |
| Cl₂ | 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ | FeCl₃ · +3 |
| S | Fe + S = FeS | FeS · +2 |
| H₂O (пар) | 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂↑ | окалина · +2,+3 |
| HCl (разб.) | Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ | FeCl₂ · +2 |
| H₂SO₄ (разб.) | Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑ | FeSO₄ · +2 |
| CuCl₂ (р-р) | Fe + CuCl₂ = FeCl₂ + Cu↓ | FeCl₂ · +2 |
| Конц. HNO₃, H₂SO₄ | Пассивация — реакции нет (оксидная плёнка) | |
Защита от коррозии: покрытие краской/лаком, нанесение другого металла (цинкование, хромирование), легирование (нержавеющая сталь), протекторная защита (анод из Zn).
FeO
чёрный · Fe²⁺
восстановитель!
Fe₂O₃
красно-бурый · Fe³⁺
главная руда
Fe₃O₄
чёрный · FeO·Fe₂O₃
магнит · окалина
FeO + кислота
FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O 6FeO + O₂ = 2Fe₃O₄ ⚡FeO — восстановитель, окисляется до Fe₃O₄ на воздухе
Fe₂O₃ реакции
Fe₂O₃ + 6HNO₃ = 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe 🔥Термит: алюминотермия → получение Fe
Fe₃O₄ + HCl
Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂OДаёт сразу Fe²⁺ и Fe³⁺
Fe(OH)₂ реакции
Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃Буреет на воздухе: Fe²⁺ → Fe³⁺
Fe(OH)₂ на воздухе — цветовая анимация
пробирка
Fe(OH)₂ — белый
Наблюдай изменение:
Только что осадил Fe(OH)₂: белый/серо-зелёный осадок.
Качественные реакции на Fe²⁺ и Fe³⁺
Fe²⁺ + NaOH
Fe³⁺ + NaOH
Fe³⁺ + KSCN
Fe(OH)₃ получение
| Ион | Реагент | Наблюдение | Уравнение |
|---|---|---|---|
| Fe²⁺ | NaOH | серо-зелёный ↓ | Fe²⁺ + 2OH⁻ = Fe(OH)₂↓ |
| Fe³⁺ | NaOH | красно-бурый ↓ | Fe³⁺ + 3OH⁻ = Fe(OH)₃↓ |
| Fe³⁺ | KSCN | кроваво-красный р-р | Fe³⁺ + 3SCN⁻ = Fe(SCN)₃ |