Сборник основных формул школьного курса химии

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+ + S2-

Na+ + H2O ≠

S2- + 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:

НРO42- + Н2O ↔ Н2РO4¯ + ОН¯

среда щелочная.

3. Дигидроортофосфат- ион:

Н2РO4¯ + Н2O ↔ НРO42- + Н3O+

среда кислотная.

4. Гидросульфид-ион:

HS¯ + Н2O ↔ H2S + ОН¯

среда щелочная.

5. Гидросульфит-ион:

HSO3¯ + Н2O ↔ SO32- + Н3O+

среда кислотная.

6. Гидросульфат-ион:

HSO4¯ + Н20 = SO42– + 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¯ => NO2(г)

HNO3 (разб.):

NO3¯ => NO(г)

HNO3(oч. разб.):

NO3¯ => NO4+

Перманганат-ион:

MnO4¯ => Мn2+ (среда кислотная)

МnO4¯ => МnO2 (среда нейтральная)

МnO4¯ => МnO42- (среда щелочная)

Дихромат-ион: Cr2O72- => Сr3+ (среда кислотная)

Хромат-ион:

CrO42- => [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:

Мn O2 + K N O3 + КОН  → К2 Мn O4 + K N O2+…

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

MnIV – 2е¯ = MnVI

NV + 2e¯ = NIII

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):

[НI] = Н+; [O-II] + 2Н+ = Н2O

или гидроксид-ионы (в щелочной среде):

[НI] + 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: (FeIIFe2III)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)