Текст книги "Сборник основных формул школьного курса химии"

Е. В. Савинкина Г. П. Логинова
Сборник основныхформул по химии
Карманный справочник школьника

Общая химия

Важнейшие химические понятия и законы

Химический элемент– это определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Относительная атомная масса (А_r) показывает, во сколько раз масса атома данного химического элемента больше – массы атома углерода-12 (¹²С).

Химическое вещество – совокупность любых химических частиц.

Химические частицы

Формульная единица – условная частица, состав которой соответствует приведенной химической формуле, например:

Аr – вещество аргон (состоит из атомов Ar),

Н₂O – вещество вода (состоит из молекул Н₂O),

KNO₃ – вещество нитрат калия (состоит из катионов К⁺ и анионов NO₃¯).

Соотношения между физическими величинами

Атомная масса (относительная) элемента B, A_r(B):

где *т (атома В) – масса атома элемента В;

*т_и – атомная единица массы;

*т_и = 1/12 т (атома ¹²С) = 1,6610²⁴ г.

Количество вещества B, n(B), моль:

где N (B) – число частиц В;

N_A– постоянная Авогадро (N_A = 6,0210²³ моль^-1).

Молярная масса вещества В, М(В), г/моль:

где т(В) – масса В.

Молярный объем газа В, V_M, л/моль:

где V_M = 22,4 л/моль (следствие из закона Авогадро), при нормальных условиях (н.у. – атмосферное давлениер = 101 325 Па (1 атм); термодинамическая температура Т = 273,15 К или температура Цельсия t = 0 °C).

*Плотность газообразного вещества B по водороду, D (газа B по H₂):

*Плотность газообразного вещества В по воздуху, D (газ В по воздуху):

Массовая доля элемента Э в веществе В, w(Э):

где х – число атомов Э в формуле вещества В

Строение атома и Периодический закон Д.И. Менделеева

Массовое число (А) – общее число протонов и нейтронов в атомном ядре:

A = N(p⁰) + N(p⁺).

Заряд ядра атома (Z) равен числу протонов в ядре и числу электронов в атоме:

Z = N(p+) = N(e¯).

Изотопы – атомы одного элемента, различающиеся числом нейтронов в ядре, например: калий-39: ³⁹К (19р⁺, 20п⁰, 19е¯); калий-40: ⁴⁰К (19р+, 21п⁰, 19е¯).

*Энергетические уровни и подуровни

*Атомная орбиталь (АО) характеризует область пространства, в которой вероятность пребывания электрона, имеющего определенную энергию, является наибольшей.

*Формы s– и р-орбиталей

Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева

Свойства элементов и их соединений периодически повторяются с возрастанием порядкового номера, который равен заряду ядра атома элемента.

Номер периода соответствует числу энергетических уровней, заполненных электронами, и обозначает последний по заполнению энергетический уровень (ЭУ).

Номер группы А показывает число валентных электронов ns и пр.

Номер группы Б показывает число валентных электронов ns и (п – 1)d.

Секция s-элементов – заполняется электронами энергетический подуровень (ЭПУ) ns-ЭПУ – IA– и IIА-группы, Н и Не.

Секция р-элементов – заполняется электронами np-ЭПУ – IIIA-VIIIA-группы.

Секция d-элементов – заполняется электронами (п-1)d-ЭПУ – IБ-VIIIБ2-группы.

Секция f-элементов – заполняется электронами (п-2)f-ЭПУ – лантаноиды и актиноиды.

Изменение состава и свойств водородных соединений элементов 3-го периода Периодической системы

Нелетучие, разлагаются водой: NaH, MgH₂, AlH₃.

Летучие: SiH₄, PH₃, H₂S, HCl.

Изменение состава и свойств высших оксидов и гидроксидов элементов 3-го периода Периодической системы

Оснóвные: Na₂O – NaOH, MgO – Mg(OH)₂.

Амфотерные: Al₂O₃ – Al(OH)₃.

Кислотные: SiO₂ – H₄SiO₄, P₂O₅ – H₃PO₄, SO₃ – H₂SO₄, Cl₂O₇ – HClO₄.

Химическая связь

Электроотрицательность (χ) – величина, характеризующая способность атома в молекуле приобретать отрицательный заряд.

Механизмы образования ковалентной связи

Обменный механизм – перекрывание двух орбиталей соседних атомов, на каждой из которых имелось по одному электрону.

Донорно-акцепторный механизм – перекрывание свободной орбитали одного атома с орбиталью другого атома, на которой имеется пара электронов.

Перекрывание орбиталей при образовании связи

*Тип гибридизации – геометрическая форма частицы – угол между связями

Гибридизация орбиталей центрального атома – выравнивание их энергии и формы.

sp – линейная – 180°

sp² – треугольная – 120°

sp³ – тетраэдрическая – 109,5°

sp³d – тригонально-бипирамидальная – 90°; 120°

sp³d² – октаэдрическая – 90°

Смеси и растворы

Раствор – однородная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах.

Раствор: растворитель (например, вода) + растворенное вещество.

Истинные растворы содержат частицы размером менее 1 нанометра.

Коллоидные растворы содержат частицы размером 1-100 нанометра.

Механические смеси (взвеси) содержат частицы размером более 100 нанометра.

Суспензия => твердое + жидкое

Эмульсия => жидкое + жидкое

Пена, туман => газ + жидкое

Неоднородные смеси разделяют отстаиванием и фильтрованием.

Однородные смеси разделяют выпариванием, дистилляцией, хроматографией.

Насыщенный раствор находится или может находиться в равновесии с растворяемым веществом (если растворяемое вещество – твердое, то его избыток – в осадке).

Растворимость – содержание растворенного вещества в насыщенном растворе при данной температуре.

Ненасыщенный раствор содержит растворенного вещества меньше, чем его растворимость при данной температуре.

Пересыщенный раствор содержит растворенного вещества больше, чем его растворимость при данной температуре.

Соотношения между физико-химическими величинами в растворе

Массовая доля растворенного вещества В, w(B); доля единицы или %:

где т(В) – масса В,

т(р) – масса раствора.

Масса раствора, m(p), г:

m(p) = m(B) + m(H₂O) = V(p) • ρ(p),

где F(p) – объем раствора;

ρ(p) – плотность раствора.

Объем раствора, V(p), л:

Молярная концентрация, с(В), моль/л:

где n(В) – количество вещества В;

М(В) – молярная масса вещества В.

Изменение состава раствора

Разбавление раствора водой:

> масса растворенного вещества не изменяется: т'(В) = т(В);

> масса раствора увеличивается на массу добавленной воды: m'(p) = m(p) + m(H₂O).

Выпаривание воды из раствора:

> масса растворенного вещества не изменяется: т'(В) = т(В).

> масса раствора уменьшается на массу выпаренной воды: m'(p) = m(p) – m(H₂O).

Сливание двух растворов: массы растворов, а также массы растворенного вещества складываются:

т"(В) = т(В) + т'(В);

т"(р) = т(р) + т'(р).

Выпадение кристаллов: масса растворенного вещества и масса раствора уменьшается на массу выпавших кристаллов:

m'(В) = m(В) – m(осадка); m'(р) = m(р) – m(осадка).

Масса воды не изменяется.

Тепловой эффект химической реакции

*Энтальпия образования вещества ΔH°(B), кДж/моль, – энтальпия реакции образования 1 моль вещества из простых веществ в их стандартных состояниях, то есть при постоянном давлении (1 атм для каждого газа в системе или при общем давлении 1 атм в отсутствие газообразных участников реакции) и постоянной температуре (обычно 298 К, или 25 °C).

*Тепловой эффект химический реакции (закон Гесса)

Q = ΣQ(продуктов) – ΣQ(реагентов).

ΔН° = ΣΔН°(продуктов) – ΣΔН°(реагентов).

Для реакции аА + bВ +… = dD + еЕ +…

ΔН° = {dΔH°(D) + еΔH°(Е) +…} – {аΔH°(А) + ЬΔH°(В) +…},

где а, b, d, e – стехиометрические количества веществ, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции.

Скорость химической реакции

Если за время τ в объеме V количество реагента или продукта изменилось на Δn, скорость реакции:

Для мономолекулярной реакции А → …:

v = k • с(А).

Для бимолекулярной реакции А + В → …:

v = k • с(А) • с(В).

Для тримолекулярной реакции А + В + С → …:

v = k • с(А) • с(В) • с(С).

Изменение скорости химической реакции

Скорость реакции увеличивают:

1) химически активные реагенты;

2) повышение концентрации реагентов;

3) увеличение поверхности твердых и жидких реагентов;

4) повышение температуры;

5) катализаторы. Скорость реакции уменьшают:

1) химически неактивные реагенты;

2) понижение концентрации реагентов;

3) уменьшение поверхности твердых и жидких реагентов;

4) понижение температуры;

5) ингибиторы.

*Температурный коэффициент скорости (γ) равен числу, которое показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на десять градусов:

Химическое равновесие

*Закон действующих масс для химического равновесия: в состоянии равновесия отношение произведения молярных концентраций продуктов в степенях, равных

их стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций реагентов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, при постоянной температуре есть величина постоянная (концентрационная константа равновесия).

В состоянии химического равновесия для обратимой реакции:

аА + bВ + … ↔ dD + fF + …

К_c = [D] ^d • [F]^f …/ [А]^а • [В]^b …

*Смещение химического равновесия в сторону образования продуктов

1) Увеличение концентрации реагентов;

2) уменьшение концентрации продуктов;

3) увеличение температуры (для эндотермической реакции);

4) уменьшение температуры (для экзотермической реакции);

5) увеличение давления (для реакции, идущей с уменьшением объема);

6) уменьшение давления (для реакции, идущей с увеличением объема).

Обменные реакции в растворе

Электролитическая диссоциация – процесс образования ионов (катионов и анионов) при растворении в воде некоторых веществ.

При электролитической диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислоты, например:

HNO₃ = Н⁺ + NO₃¯

При электролитической диссоциации оснований образуются катионы металла и гидроксид-ионы, например:

NaOH = Na⁺ + ОН¯

При электролитической диссоциации солей (средних, двойных, смешанных) образуются катионы металла и анионы кислоты, например:

NaNO₃ = Na⁺ + NO₃¯

KAl(SO₄)₂ = К⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

При электролитической диссоциации кислых солей образуются катионы металла и гидроанионы кислоты, например:

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃‾

Некоторые сильные кислоты

HBr, HCl, НСlO₄, H₂Cr₂O₇, HI, HMnO₄, H₂SO₄, H₂SeO₄, HNO₃, Н₂СrO₄

Некоторые сильные основания

RbOH, CsOH, КОН, NaOH, LiOH, Ba(OH)₂, Sr(OH)₂, Ca(OH)₂

Степень диссоциации α – отношение количества продиссоциировавших частиц к количеству исходных частиц.

При постоянном объеме:

Классификация веществ по степени диссоциации

Правило Бертолле

Обменные реакции в растворе протекают необратимо, если в результате образуется осадок, газ, слабый электролит.

Примеры молекулярных и ионных уравнений реакций

1. Молекулярное уравнение: CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

«Полное» ионное уравнение: Сu²⁺ + 2Сl¯ + 2Na⁺ + 2OH¯ = Cu(OH)₂↓ + 2Na⁺ + 2Сl¯

«Краткое» ионное уравнение: Сu²⁺ + 2OН¯ = Cu(OH)₂↓

2. Молекулярное уравнение: FeS_(T) + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑

«Полное» ионное уравнение: FeS + 2Н⁺ + 2Сl¯ = Fe²⁺ + 2Сl¯ + H₂S↑

«Краткое» ионное уравнение: FeS _(T) + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂S↑

3. Молекулярное уравнение: 3HNO₃ + K₃PO₄ = Н₃РO₄ + 3KNO₃

«Полное» ионное уравнение: 3Н⁺ + 3NO₃¯ + ЗК⁺ + PO₄^3- = Н₃РO₄ + 3K⁺ + 3NO₃¯

«Краткое» ионное уравнение: 3Н⁺ + PO₄^3- = Н₃РO₄

*Водородный показатель

(рН) рН = – lg[H₃O⁺] = 14 + lg[OH¯]

*Интервал рН для разбавленных водных растворов

рН 7 (нейтральная среда)

Примеры обменных реакций

Реакция нейтрализации – обменная реакция, протекающая при взаимодействии кислоты и основания.

1. Щелочь + сильная кислота: Ва(OН)₂ + 2НСl = ВаСl₂ + 2Н₂O

Ва²⁺ + 2OН¯ + 2Н⁺ + 2Сl¯ = Ва²⁺ + 2Сl¯ + 2Н₂O

Н⁺ + ОН¯ = Н₂O

2. Малорастворимое основание + сильная кислота: Сu(ОН)_2(т) + 2НСl = СuСl₂ + 2Н₂O

Сu(ОН)₂ + 2Н⁺ + 2Сl¯ = Сu²⁺ + 2Сl¯ + 2Н₂O

Сu(ОН)₂ + 2Н⁺ = Сu²⁺ + 2Н₂O

*Гидролиз – обменная реакция между веществом и водой без изменения степеней окисления атомов.

1. Необратимый гидролиз бинарных соединений:

Mg₃N₂ + 6Н₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃

2. Обратимый гидролиз солей:

а) Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты:

NaCl = Na⁺ + Сl¯

Na⁺ + Н₂O ≠;

Сl¯ + Н₂O ≠

гидролиз отсутствует; среда нейтральная, рН = 7.

б) Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты:

Na₂S = 2Na⁺ + S^2-

Na⁺ + H₂O ≠

S^2- + Н₂O ↔ HS¯ + ОН¯

гидролиз по аниону; среда щелочная, рН >7.

в) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом сильной кислоты:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Сl¯

Сl¯ + H₂O ≠

Zn²⁺ + Н₂O ↔ ZnOH⁺ + Н⁺

гидролиз по катиону; среда кислотная, рН < 7.

г) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом слабой кислоты:

NH₄(CH₃COO) = NH₄⁺ + СН₃СОО¯

NH₄⁺ + Н₂O ↔ NH₃ + Н₃O⁺

СН₃СОО¯ + Н₂O ↔ СН₃СООН + ОН¯

гидролиз по катиону и аниону; среда нейтральная, слабо кислотная или слабо щелочная, рН 7, < 7 или >7.

*Среда в растворах кислых солей

1. Гидрокарбонат-ион:

НСО₄¯ + Н₂O ↔ Н₂СO₃ + ОН¯

среда щелочная.

2. Гидроортофосфат-ион:

НРO₄^2- + Н₂O ↔ Н₂РO₄¯ + ОН¯

среда щелочная.

3. Дигидроортофосфат-ион:

Н₂РO₄¯ + Н₂O ↔ НРO₄^2- + Н₃O⁺

среда кислотная.

4. Гидросульфид-ион:

HS¯ + Н₂O ↔ H₂S + ОН¯

среда щелочная.

5. Гидросульфит-ион:

HSO₃¯ + Н₂O ↔ SO₃^2- + Н₃O⁺

среда кислотная.

6. Гидросульфат-ион:

HSO₄¯ + Н₂0 = SO₄^2– + Н₃O⁺

среда кислотная.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) протекают с изменением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов.

Степень окисления – условный заряд атома элемента, который рассчитывают, исходя из предположения ионного строения вещества.

Для молекулы сумма степеней окисления атомов равна нулю.

Для сложного иона сумма степеней окисления атомов равна заряду иона.

Степени окисления более электроотрицательных элементов отрицательны.

Степени окисления менее электроотрицательных элементов положительны.

Высшие и низшие степени окисления элементов 2-го и 3-го периодов в химических соединениях

Характеристика окислителя и восстановителя

Окислитель принимает электроны, восстанавливается, степень окисления атома-окислителя понижается.

Восстановитель отдает электроны, окисляется, степень окисления атома-восстановителя повышается.

Восстановленные формы некоторых окислителей

HNO₃(конц.):

NO₃¯ => NO_2(г)

HNO₃(разб.):

NO₃¯ => NO_(г)

HNO₃(oч. разб.):

NO₃¯ => NO₄⁺

Перманганат-ион:

MnO₄¯ => Мn²⁺ (среда кислотная)

МnO₄¯ => МnO₂ (среда нейтральная)

МnO₄¯ => МnO₄^2- (среда щелочная)

Дихромат-ион:

Cr₂O₇^2- => Сr³⁺ (среда кислотная)

Хромат-ион:

CrO₄^2- => [Сг(ОН)₆]^3- (среда щелочная)

*Типы окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные (окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ):

Сu + 2H₂SO₄(конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂O

Внутримолекулярные (окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества):

2КСlO₃ = 2КСl + 3O₂ (катализатор)

Дисмутация (атом одного и того же элемента и окисляется, и восстанавливается):

Сl₂ + Н₂O ↔ НСl + НСlO

Конмутация (атомы одного и того же элемента с разными степенями окисления приобретают одинаковую степень окисления):

NH₄Cl + KNO₂ = N₂ + 2H₂O + KCl

Электрохимический ряд напряжений металлов (ЭХРН)

Восстановительные свойства металлов убывают в ряду слева направо:

*Ряд неметаллов

Окислительные свойства неметаллов увеличиваются в ряду слева направо:

Примеры окислителей и восстановителей

Окислители: FeCl₃, H₂SO₄, HNO₃, K₂Cr₂O₇, KClO₃, KMnO₄, O₂, F₂.

Окислители и восстановители: S и другие неметаллы, SO₂, KNO₂, НСl, Н₂O₂.

Восстановители: Аl, Са и другие металлы, H₂S и сульфиды, K₂SO₃, KI, NH₃.

Метод электронного баланса

1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления, и записывают их отдельно:

МnO₂ + KNO₃ + КОН → К₂МnO₄ + KNO₂+…

2. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда:

Mn^IV – 2е¯ = Mn^VI

N^V + 2e¯ = N^III

3. Находят наименьшее общее кратное числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакции так, чтобы суммарное число принятых и отданных электронов стало равным нулю:

4. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции:

МnO₂ + KNO₃ + КОН → К₂МnO₄ + KNO₂ +…

5. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами:

МnO₂ + KNO₃ + 2KOH = K₂MnO₄ + KNO₂ + Н₂O

*Метод электронно-ионного баланса

1. Записывают молекулярное уравнение реакции:

КМnO₄ + H₂S_(г) + H₂S0₄(разб.) →

2. Записывают ионы окислителя, восстановителя и среды (для слабых электролитов, твердых веществ и газов – молекулы):

МnO₄¯ + H₂S + Н⁺ →

3. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, учитывая формы частиц, в виде которых участники реакции находятся в растворе, и соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда:

МnO₄¯ + 8H⁺ + 5е¯ = Мn²⁺ + 4Н₂O

H₂S – 2е¯ = S + 2Н⁺

4. Подбирают дополнительные множители:

5. Составляют ионное уравнение реакции:

2MnO₄¯ + 6H⁺ + 5H₂S = 2Мn²⁺ + 5S + 8Н₂O

6. Переносят полученные коэффициенты в молекулярное уравнение и подбирают коэффициенты для веществ, отсутствующих в ионном уравнении:

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O

При составлении уравнений полуреакций следует использовать молекулы воды и катионы водорода (в кислотной среде):

[Н^I] = Н⁺; [O^-II] + 2Н⁺ = Н₂O

или гидроксид-ионы (в щелочной среде):

[Н^I] + ОН¯ = Н₂O; [O^-II] + Н₂O = 2OН¯.

Классы неорганических веществ

Характер гидроксидов и соответствующих оксидов

Оснóвные

Гидроксиды: КОН; Ва(ОН)₂

Оксиды: К₂O; ВаО

Амфотерные

Гидроксиды: Zn(OH)₂; Al(OH)₃

Оксиды: ZnO: Al₂O₃

Кислотные

Гидроксиды (кислородсодержащие кислоты): H₂SO₄; HNO₃

Оксиды: SO₃; N₂O₅

Кислотный гидроксид (оксид) + основный гидроксид (оксид) = соль

Классификация солей

Средние: CaSO₄; Na₃PO₄; K₂CO₃

Кислые: Ca(HSO₄)₂. NaH₂PO₄; Na₂HPO₄

Основные: Cu₂CO₃(OH)₂; AlSO₄(OH)

Двойные: KAl(SO₄)₂; Fe(NH₄)₂(SO₄)₂

Смешанные: Na₃CO₃(HCO₃); Na₂IO₃(NO₃)

Примеры бинарных соединений

Несолеобразующие оксиды: NO, CO

Бескислородные соли: КСl, NaI

Двойные оксиды: (Fe^IIFe₂^III)O₄ или Fe₃O₄

Бескислородные кислоты: НСl, НВr

Другие соединения, не являющиеся оксидами, гидроксидами, солями: CS₂, NH₃

Неорганическая химия

Водород и вода

Общая характеристика водорода

Водород – самый распространенный элемент Вселенной.

Химический символ – Н

*Электронная формула – 1s¹

Степень окисления – +I, -I

Простое вещество – Н₂

Способы получения водорода

В промышленности:

1) разложение воды под действием постоянного тока в присутствии сильного электролита:

2Н₂O (электролиз) → 2Н₂↑(катод) + O₂↑(анод);

2) взаимодействие углерода с водой:

Н₂O + С (кокс) = СО + Н₂↑ (800-1000 °С).

В лаборатории:

1) взаимодействие металлов (см. ЭХРН) с кислотами (кроме азотной и концентрированной серной кислот):

Zn + H₂SO₄(разб.) = ZnSO₄ + H₂↑

2) взаимодействие амфотерных металлов с водой в щелочной среде:

2Н₂O + 2NaOH + Zn = Na₂[Zn(OH)₄] + Н₂↑

3) взаимодействие металлов с водой:

2Н₂O + 2Li = 2LiOH + Н₂↑

4Н₂O (пар) + 3Fe = (Fe^IIFe₂^III)O₄ + 4Н₂↑

4) реакция конмутации гидридов металлов с водой:

2Н₂O + СаН₂ = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑

Химические свойства водорода

Водород – восстановитель:

1) с кислородом:

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O

2) с оксидами металлов:

СuО + Н₂ = Сu + Н₂O

3) с неметаллами:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl

Н₂ + S = H₂S

Водород – окислитель:

с металлами:

Н₂ + 2Na = 2NaH

Вода – важнейшее соединение водорода.

Химические свойства воды

Вода – окислитель:

1) с активными металлами в обычных условиях:

2Н₂O + 2Na = 2NaOH + Н₂↑

2) с менее активными металлами при высоких температурах:

Н₂O + Zn = ZnO + Н₂↑

Вода образует:

3) с оксидами активных металлов – основания:

К₂O + Н₂O = 2КОН

4) с оксидами неметаллов – кислоты:

Н₂O + SO₃ = H₂SO₄

Важнейшие элементы IA-IIIA-групп (металлы)

IA– группа (щелочные элементы)

* Электронные формулы атомов:

литий Li [He]2s¹, натрий Na [Ne]3s¹, калий К [Ar]4s¹.

Получение: электролиз расплава, например:

2NаСl(ж) → 2Na (катод) + Сl₂↑(анод)

IIА-группа

* Электронные формулы атомов:

магний Mg [Ne]3s², кальций (щелочноземельный элемент) Са [Ar]4s².

Получение: электролиз расплава, например:

МgСl₂(ж) → Mg (катод) + Сl₂↑(анод)

Химические свойства щелочных металлов, магния и кальция

Реакции с неметаллами:

1) с галогенами → галогенид металла:

2Li + Br₂ = 2LiBr

2) с серой → сульфид металла:

2Na + S = Na₂S

3) с водородом → гидрид металла:

2К + Н₂ = 2КН

4) с кислородом → оксид металла (Li₂O, MgO, CaO), пероксид металла (Na₂O₂), надпероксид металла (КO₂).

Реакции со сложными веществами:

1) с кислотами-неокислителями → соль металла + водород:

Mg + H₂SO₄ (разб.) = MgSO₄ + H₂↑

2) с водой → гидроксид металла + водород:

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑

Основные свойства оксидов щелочных металлов

Реагируют:

1) с водой:

Li ₂O + Н₂O = 2LiОН

2) с кислотными оксидами:

К₂O + SO₂ = K₂SO₃

3) с кислотами:

3Na₂O + 2Н₃РO₄ = 2Na₃PO₄ + ЗН₂O

Основные свойства гидроксидов щелочных металлов

В водном растворе – сильные основания (щелочи)

КОН = К⁺ + ОН¯

Реагируют:

2) с кислотными оксидами:

2NaOH + СO₂ = Na₂CO₃ + Н₂O

3) с кислотами:

LiOH + НВr = LiBr + Н₂O (нейтрализация)

Основные свойства оксидов магния и кальция

Реагируют:

1) с водой:

СаО + Н₂O = Са(ОН)₂

2) с кислотными оксидами:

MgO + SO₃ = MgSO₄

3) с кислотами:

СаО + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O

Основные свойства гидроксидов магния и кальция

В воде – малорастворимы, Са(ОН)₂ в разбавленных растворах – сильное основание:

Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2OН¯

Реагируют:

1) с кислотными оксидами:

Mg(OH)₂ + N₂O₅ = Mg(NO₃)₂ + H₂O

2) с кислотами:

Са(ОН)₂ + 2НСl = СаСl₂ + 2Н₂O (нейтрализация)

IIIА-группа

*Электронная формула атома алюминия:

Al [Ne]3s²3p¹.

Получение:

электролиз Аl₂O₃ в расплаве Na₃[AlF₆]

2Аl₂O₃ → 4Аl(катод) + 3O₂↑(анод) (900 °C)

Химические свойства алюминия – амфотерного элемента

Реакции с неметаллами:

1) с галогенами: 2Аl + 3I₂ = 2АlI₃

2) с серой: 2Аl + 3S = Al₂S₃

3) с кислородом: 4Аl + 3O₂ = 2Аl₂O₃

Реакции со сложными веществами:

1) с водой:

2Аl (+Hg) + 6Н₂O = 2Аl(ОН)₃ + ЗН₂↑

2) с кислотами-неокислителями:

2Аl + 6НСl = 2АlСl₃ + ЗН₂

3) *со щелочами в водном растворе:

2Аl + 6Н₂O + 2NaOH = = 2Na[Al(OH)₄] + ЗН₂↑

и расплаве:

2Аl + 2(NaOH • Н₂O) = 2NaAlO₂ + ЗН₂↑

*Амфотерные свойства оксида алюминия

В воде практически нерастворим. Реагирует:

1) с кислотными оксидами:

Аl₂O₃ + 3N₂O₅ = 2Al(NO₃)₃ (40 °C)

2) с кислотами:

Аl₂O₃ + 6НСl (конц., гор.) = 2АlСl₃ + ЗН₂O

3) со щелочами в водном растворе:

Аl₂O₃ + 2NaOH (конц., гор.) + ЗН₂O = 2Na[Al(OH)₄]

и расплаве (1000 °C):

Аl₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + Н₂O

*Амфотерные свойства гидроксида алюминия

В воде практически нерастворим.

Реагирует:

1) с кислотами:

2Аl(ОН)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6Н₂O

2) со щелочами в водном растворе:

Аl(ОН)₃ + NaOH (конц.) = Na[Al(OH)₄]

и расплаве (1000 °C):

Аl(ОН)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2Н₂O