Ученикам

Определяемый ион

Ион,

используемый

для определения

Результаты

качественной

реакции

H+

Индикаторы

Изменение окраски

Ag+

CI-

Белый осадок

Cu2+

OH-

Голубой осадок

Cu2+

S2-

Черный осадок

Fe2+

ОH-

Зеленоватый осадок, который с течением времени буреет

Fe3+

ОH-

Осадок бурого цвета

Zn2+

ОH-

Белый осадок,

при избытке щелочи растворяется

AI3+

ОН-

Белый желеобразный осадок, который при избытке ОН-

растворяется

NH4+

ОН-

Запах аммиака

Вa2+

SO42-

Белый осадок

Окрашивание пламени

в желто-зеленый цвет

Ca2+

CO32-

Белый осадок

Окрашивание пламени

в кирпично-красный цвет

Na+

Окрашивание пламени

в желтый цвет

K+

Окрашивание пламени

в фиолетовый цвет

(через кобальтовое стекло)

CI-

Ag+

Белый осадок

Br-

Ag+

Желтоватый осадок

I-

Ag+

Желтый осадок

SO32-

H+

Выделение SО2 – газа с резким запахом, обесцвечиващим раствор фуксина

 и фиолетовых чернил

CО32-

Н+

Выделение газа без запаха, вызывающего помутнение известковой воды

NО3-

H2SO4(конц) и Cu

Выделение бурого газа

SO42-

Ba2+

Белый осадок

РО43-

Ag+

Желтый осадок

ОH-

Индикаторы

Изменение окраски

Валентность

Химические элементы

Одновалентные

Элементы I группы- Н, Na, Lі, К, Rb, Сu,Ag,Au

Галогены в солях, элементы VII а группы – F, Cl, Br, I ,Аt;

Исключение – Hg из II группы

Двухвалентные

Элементы II группы – Ве, Мg, Ca, Sr ,Вa

Zn, Cd, Нg ,

Fe,Co,Ni – VIII б группа

Кислород – О – исключение из VI группы;

Медь- Сu – из I б группы

Трехвалентные

Элементы III группы – B, Al, Ga,In,Tl;

Fe,Co,Ni – VIII б группа

Четырех - двухвалентные

Элементы IV группы –C, Si, Sn,Pb

Пяти - трехвалентные

Элементы V группы – N,P,Аs,Вi

Двух-четырех-шестивалентные

Элементы VI а группы- S, Se, Te

Двух-трех-шестивалентные

Элементы  VI б группы – Cr,Mo,W

Семивалентные

Элементы VII а группы в оксидах, кроме фтора – Сl ,Br, I, At

Восьмивалентные

Элементы VIII б группы –Ru,Os,Ir

Строение атома  элемента и распространение в природе

      Ι группа ПС  

               Me0  - 1e  → Me+1,    сильные восстановители,    СО = 0, 1

Строение и физические свойства

Все элементы существуют в виде твердых  металлов.

Высокая тепло -  и электропроводность, пластичны;

Низкие tпл.;    tкип;   ρ

tпл. Li =189,50 C;   tкип  Li. =13170 C;     ρL i= 0,534г/см

tпл. Na =97,830 C;  tкип. Na = 882,90 C;   ρNa = 0,968г/см

tпл. K =63,550 C;    tкип. K  = 7600 C;      ρK = 0,962г/см

tпл. Rb =38,90 C;    tкип. Rb  =7030 C;     ρRb =1,525г/см

tпл. Сs =28,50 C;     tкип. Сs = 7050 C;     ρСs = 1,90г/см

Соединения окрашивают пламя:

Химические свойства

Взаимодействие с простыми веществами

2Ме + Г2  → 2МеГ

(написать соответствующие реакции, указать окислитель, восстановитель);

        2Ме+ H2  → 2МеH  (гидриды)

       2Ме + S  → Ме2S (сульфиды)

       3Ме +P  → Ме3P (фосфиды)

       2Ме + N2  → Ме3N (нитриды)

(написать соответствующие реакции, указать окислитель, восстановитель);

    С кислородом литий образует оксид, остальные металлы - пероксиды.

     4Li + O2 → 2 Li2O;       2 Na  + O2 →  Na2O2;        

Взаимодействие со сложными веществами

С водой      2Ме+ H2O  → 2Ме OH  +  H2  ↑(указать окислитель, восстановитель);

C кислотами - сильными окислителями

                      8 Na + 10 HNO3( конц) → 8 NaNO3  + N2O↑  + 5 H2O

                      8 Na + 5 H2SO4( конц) → 4 Na2SO4  + H2S↑  + 4 H2O

(указать окислитель, восстановитель)

Применение

Соли Na, K( KСl, KNO3, NaNO3) широко используются в качестве удобрений

Расплавы К и Na  - в качестве теплоносителя в атомных реакторах и в авиационных двигателях.

Пероксиды К и Na  - используются в подводных лодках и космических кораблях для регенерации воздуха 

2Na2O2+2CO2  →2Na2 CO3  + O2↑;Na2O2 +2KO2+ 2CO2  →Na2CO3 +K2CO3 + 2O2↑

Na  служит катализвтором в производстве каучука

Получение

Электролиз расплавов солей или щелочей

 2Ме Cl →эл. ток→ 2 Me + Cl2↑;        4МеOH →эл. ток→ 4 Me + O2↑  + 2 H2O

Калий получают, вытесняя его избытком натрия из расплавов хлорида или гидроксида        KСl  + Na  →  NaCl + K,      

                                                  KOH + Na  →  NaOH + K

Строение атома  элемента и распространение в природе

      ΙΙ группа ПС          

           Me0  - 2e  → Me+2,  сильные восстановители, СО - 0,+2 

Физические свойства

Соединения окрашивают пламя:

Химические свойства(Mg, Ca, Sr, Ba)

Взаимодействие с простыми веществами

Ме + Г2  → МеГ2

        Ме + H2  → МеH2  (гидриды)

       Ме + S  → МеS (сульфиды)

       3Ме+2P  → Ме3P2 (фосфиды)

       3Ме+ N2  → Ме3N2 (нитриды)

                                                2Me + O2 → 2 MeO; (оксиды)             

(написать соответствующие реакции, указать окислитель, восстановитель);

Взаимодействие со сложными веществами

С водой      Ме+ 2H2O  → 2Ме(OH) 2 +  2H2  ↑(указать окислитель, восст - ль);

C кислотами - сильными окислителями

                      4 Ca + 10 HNO3( конц) → 4 Ca(NO3)2+ N2O↑  + 5 H2O

                      4 Ca + 10 HNO3(разб.)→ 4 Ca(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O

                      4Ca + 5 H2SO4( конц) → 4 Na2SO4  + H2S↑  + 4 H2O

(указать окислитель, восстановитель)

Получение

Электролиз расплавов солей

2Ме Cl →эл. ток→ 2 Me + Cl2↑;

Mg - термическим способом          MgO + C→ Mg + CO  

Ca, Ba - алюмотермией( в вакууме)    3CaO +2Al → 3Ca + Al2O3

                                                                  4BaO + 2Al→ 3Ba + Ba(AlO2)2

Применение

Строение атома  элемента и распространение в природе

      ΙΙ группа ПС          

           Me0  - 3e  → Me+3,  восстановители, СО - 0,+3 

Физические свойства 

Алюминия

Химические свойства Al

Взаимодействие с простыми веществами

2Al + 3Г2  → 2AlГ3(галогенид); 2Al + 3S → Al2S3(сульфид)

       2Al+ N2  → 2AlN(нитрид);  4Al+ 3C → Al4C3(карбид)

4Al + 3O2→ 2 Al2O3

Взаимодействие со сложными веществами

С водой      2Al +6 H2O→ 2Al(OH)3  + 3 H2↑   (после разрушения оксидной пленки)   

C кислотами «неокислителями»  2Al + 6H+ → 2AL+3 + 3H2↑

C кислотами - НЕ РЕГИРУЕТ конц. HNO3

- при обычных условиях Al пассивируется конц. H2SO4 и и разб HNO3.

- при нагревании ведет как активный металл

                      8 Al+30 HNO3( разб)  → Al(NO3)3 + 3 NH4NO3+9H2O

                     8 Al+15 H2SO4( конц) → 4 Al2(SO4)3  + 3H2S↑  + 12H2O

(указать окислитель, восстановитель)

Взаимодействует со щелочами     - АМФОТЕРЕН

2Al + 3NaOH + 2H2O→ 2Na AlO2 + 3 H2↑  или

2Al + 6NaOH + 6H2O→ 2Na3[Al(OH)6]  + 3 H2↑ 

Положение в ПС

                                                   Строение атома

                            Ме +n….﴿﴿﴿ внешний слой от 1 до 3-х электронов

RaMe >RaHeMe

                                  Окислительно-восстановительные свойства

                                          Me0  - ne → Ме +n                   (реакция окисления)

Изменение восстановительных свойств металлов в ПС

                                                      СО -  0,+1,+2,+3

Строение молекулы

(тип связи, тип кристаллической решетки)

Химические свойства

Составить реакции, указать окислитель, восстановитель

Классификация металлов

Строение атома

RaMe d-элементов меняется незначительно

ОТЛИЧИЕ в строении от элементов главных подгрупп -  ?

Химические  свойства определяются участием в реакциях электронов

 s- и d- оболочек.

d-элементы обладают характерными свойствами:

переменные состояния окисления;

способность образовывать комплексные ионы;

образование окрашенных соединений

Соединения металлов

Химические свойства

Физические свойства

Твердые, пластичные, тепло- и электропроводные, имеют металлический блеск.

Химические свойства

Дописать реакции, указать окислитель, восстановитель

Окислители

Восстановленная форма

Кислая среда (Н+)

Нейтральная среда (Н2О)

Щелочная среда (ОН-)

1. Перманганаты, Mn

Mn2+ + H2O

MnO2 + щелочь

MnO42- + H2O

2. Хроматы, CrO42-,

дихроматы, Cr2O72-

Cr3+

Cr(OH)3

[Cr(OH)6]3-

3. Озон, О3

Н2О + О2

ОН - + О2

4. Галогены, F2, Cl2, Br2, I2

F -, Cl -, Br -, I -

25. Оксокислоты, хлора,

брома и их соли:

HClO, HBrO, HClO3,HBrO3

Cl -, Br -

6. Кислород, О2

O2-

7. Сера, S

S2-

8. Оксид серы (VI), SO3

SO2

9. Оксид серы (IV), SO2

S

10. Азотистая кислота, HNO2,

нитриты, NO2-

NO

N2 (с солями аммония)

11. Оксид азота (IV), NO2

более сильный окислитель, чем HNO3,

NO

N2

NH3

12. Нитраты, NO3-

NO2- ( в расплавах)

NH3 (с сильными восстановителями)

13. Катионы, Fe3+, Cu2+

Fe2+, Cu+

14. Манганат ион  MnO4 2-

Mn2+ + H2O

MnO2 + щелочь

15. Пероксид водорода, Н2О2

Н2О

ОН -

Восстановители

Окисленная форма

Кислая среда (Н+)

Нейтральная среда (Н2О)

Щелочная среда (ОН-)

1. Металлы , М

М+, М2+, М3+

2. 2. Металлы, образующие  амфотерные гидроксиды:

Ве, Zn, Al

М2+, М3+

[Zn(OH)4]2-, [Al(OH)4]-,

(раствор)

ZnO22-, AlO2- (сплавление)

3. Углерод, С

СО (при высокой температуре)

4. Оксид углерода (II), СО

СО2

5. Сера, S

SO2, SO42-

SO32-

6. Сероводород, H2S,

cульфиды, S2-

S

SO2(при обжиге)

H2SO4, SO42-

7. Оксид серы (IV), SO2,

cернистая кислота H2SO3,

сульфиты SO32-(Na2SO3)

SO3 (в газовой фазе)

H2SO4,

SO42-(Na2SO4)

8. Фосфор, Р,

фосфин РН3,

фосфиты РО33-

Р2О5( в газовой фазе)

Н3РО4,

РО43-

9. Аммиак, NH3

N2

NO  (каталитическое окисление)

10.Азотистая кислота, HNO2,

нитриты NO2-(KNO2)

HNO3

NO3-(KNO3)

11. Галогеноводороды,

кислоты HCl, HBr, HI

и их соли

Cl2, Br2, I2

12. Катионы Cr3+

Cr2O72 -

CrO42 -

13. Катионы Fe2+, Cu+

Fe3+, Cu2+

Fe(OH)3,Cu(OH)2

FeO42-(очень сильные окислители)

14. Катионы Mn2+

MnO4-

MnO2

MnO42-

15.MnO2

MnO4-

MnO42-

16. Пероксид водорода,

Н2О2

О2 + Н+

О2 + Н2О

Реакции  в органической химии

1

Декарбоксилирование

1

1. СH3COONa +NaOHCH4+Na2CO3
2. C6H5COONa +NaOHC6H6 +  Na2CO3

3)    Нагревание Сa и Ba солей карбоновых кислот

     →кетон  на один «С» короче  + карбонат металла:

               (CH3COO)2Ca CH3COCH3+ CaCO3

2

 «Метановый» способ получения ацетилена (крекинг метана)

2

2СH4 C2H2 + 2H2

3

Реакция Вюрца (увеличение углеродной цепи)

3

2CH3Cl   +2Na  С2Н6+ 2NaCl

4

Электролиз растворов солей карбоновых кислот

4

2СН3СООNa+ 2H2O С2Н6+2CO2+H2+2NaOH

2RCOONa +2 H2O R-R+2CO2+H2+2NaOH

5

Нитрование

5

SR   СH4+HNO3(10%) CH3NO2 +H2O (реакция Коновалова)

SЕ                 +HNO3C6H5NO2+ H2O

нитробензол+ HNO31,3-динитробензол+ H2O

1,3-динитробензол+ HNO31,3,5-тринитробензол+ H2O

6

Дегидрирование

6

алкан→алкен+Н2

алкен→алкин+Н2

алкен→алкадиен + Н2

бутан бутадиен +2Н2

2-метилбутан→изопрен(2-метилбутадиен-1,3)+ 2Н2 

7

Гидрирование

7

алкен +Н2→алкан

алкин +Н2→алкен

8

Галогенирование

8

SR   СH4+Cl2 CH3Cl +HCl

Реакция идет в три стадии:

1.зарождение цепи

2. рост цепи

3. обрыв цепи.

АЕ   алкен+Br2→дигалогеналкан (Обесцвечивание бромной воды)  Качественная реакция на двойную связь 

АR  бензол+Cl2гексахлорциклогексан

SE   бензол+Cl2 хлорбензол

                        O                                                         O

CH3CH2–C     + Cl2 CH3CHCl–C            + HCl

                       OH                                                       OH

(или на свету)

            O                             O

R–C      +  PCl5 R–C      + PОCl3  +HCl

            OH                        Сl                    

9

Гидрогалогенирование

9

С2Н4+ HCl→ C2H5Cl

СН3– CH = СН2 + HCl→ СН3– CHCl–СН3 

 (по правилу Марковникова)

СН3– CH = СН2 + HCl  СН3– CH2–СНCl

 (против правила Марковникова)

CH ≡C– CH= СН2  СН2= CHCl –CH=  СН2

винилацетилен                           хлоропрен

10

Основные свойства спиртов

10

C2 H5OH+HCl→ хлорэтан + H2O

11

Галогензамещённые алканы

 + (водный р-р) NaOH          

11

R-CCl3 + NaOH → R–COOH+ 3NaCl+ H2O

R-CНCl2 + NaOH → альдегид

R-CCl2-R1 + NaOH → кетон

R-CН2Cl + NaOH → первичный спирт

R-CН2Cl - R1+ NaOH →вторичный спирт

12

Дегидрогалогенирование галогеналканов

дигалогеналканов

12

C2 H5Cl+ NaOHС2Н4+ NaCl +H2O

C2 H4Cl2+NaOHС2Н3Cl+ NaCl +H2O

C2 H3Cl+NaOHС2Н2+ NaCl +H2O

Дегалогенирование

CH2Br – CH2– CH2Br + Zn→ циклоалкан + ZnBr2

13

Гидролиз карбидов (реакция Велера)

13

Al4C3 + H2O → СH4+Al(OH)3

СaC2  + H2O →C2H2 +Ca(OH)2

Гидратация алкенов

СН3– CH = CH2+ H2O →пропанол-2 (по правилу Марковникова)

14

Реакция Кучерова

14

НС≡СН + НОН → [ Н2С=СН-ОН] → Н3С-СHO

(гомологи ацетилена)  →    (кетоны):

 пропин+ H2Oацетон

15

Внутримолекулярная дегидратация спиртов

(правило Зайцева)

15

 Образуется aлкен  (to >150)

СН3– CH– CHOH–СН3 СН3– CH = CH– СН2 + H2O

16

 Межмолекулярная дегидратация спиртов

16

Образуется простой эфир (to < 150)

17

Реакция Лебедева

17

2С2Н5ОН → Н2С=СН-СН=СН2 + Н2 +2Н2О

18

Получение сложных эфиров

18

Реакция этерификации(к-та+спирт)

19

Гидролиз сложных эфиров

          - кислотный  (обратим)

           -щелочной (необратим)

19

сложный эфир+ H2O ↔  cпирт+ R–COOН

сложный эфир+ NaOH →  cпирт+ R–COONa

                                                      соль  карбоновой к-ты 

20

Реакция Вагнера (мягкое окисление алкенов)

20

CH2 = CH2 +KMnO4+ H2O→  CH2OH – CH2OH+MnO2 + KOH

21

Окисление алкинов

21

НC≡CH+KMnO4+ H2O→оксалат калия+….

(оксалат калия+соляная кислота→H2C2O4(щавелевая кислота)+KCl)

CH3–C≡C–CН3 +KMnO4+ H2O→бутандион+ ……

22

Качественная реакция на концевую тройную связь

22

CH3–C≡CH+ [Ag(NH3)2]OH→ CH3–C≡CAg↓ +2NH3+H2O

НC≡CH+2[Ag(NH3)2]OH→ AgC≡CAg↓ +4NH3+2H2O

или +NaNH2

23

Определение положение =связи

 (жёсткое окисление алкенов – в кислой среде)

23

СН3– CH = CH– СН2 – СН3+KMnO4+ H2 SO4→ CH3COOH + MnSO4 +K2SO4 +H2O

24

Первичный спирт↔альдегид ↔карбоновая кислота

Вторичный спирт↔кетон

24

→    +[O]

←    +[H]

25

Окисление альдегидов

(в том числе, качественные

реакции на альдегиды)

25

+ KMnO4 (или  K2Сr2O7)+ H2 SO4 → карбоновая кислота

+Ag2O → Ag↓+ карбоновая кислота

Реакция «серебряного зеркала»

+ Cu(OH)2    Сu2O↓ + карбоновая кислота                    

26

Окисление гомологов бензола

26

толуол+ KMnO4 (или  K2Сr2O7)+ H2 SO4→бензойная кислота+…

этилбензол+ KMnO4 (или  K2Сr2O7)+ H2 SO4→ бензойная кислота +CO2 +…

27

Реакции тримеризации

27

3C2H2  бензол     

3CH3–C≡CH 1,3,5- триметилбензол

28

Димеризация ацетилена

28

2C2H2  CH2 = CH–C≡CH(винилацетилен)