Сборник основных формул по химии для ВУЗов

HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде образуют кислоты (HF – слабую, HCl, HBr и HI – сильные). В HF имеются сильные водородные связи. В ряду HCl – HBr – HI сила кислот несколько увеличивается в связи с увеличением поляризуемости молекул, пропорциональной их объему.

Электронная формула атома водорода 1s¹. С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s². Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA-группе.

8.1. Водород и его соединения

Водород – наиболее распространенный элемент во Вселенной. Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Возможные степени окисления водорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

CH₄ + 2Н₂O ->t, катализатор-> 4Н₂ + CO₂

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + Н₂

(NaOH) + 2Н₂O ->электролиз раствора-> 2Н₂ + O₂

Н₂ + 2Na ->t-> 2NaH

Н₂ + Са ->t-> СаН₂

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O

Н₂ + Cl₂ ->hv-> 2HCl

ЗН₂ + N₂ ->t, p, катализатор-> 2NH₃

NaH + Н₂O = NaOH + Н₂

СаН₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2Н₂

8.2. Вода

Молекулы воды связаны водородными связями: nH₂O = (Н₂O)_n, поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те.

Кислород в молекуле воды находится в состоянии sp³-гибридизации, две связи О—Н и две неподеленные пары кислорода располагаются тетраэдрически, угол между связями О—Н равен 104,5°, поэтому молекула воды полярная. Вода является хорошим растворителем для веществ с ионными или полярными связями.

2Na + 2Н₂O = 2NaOH + Н₂

Fe + 4Н₂O ->t-> Fe₃O₄ + 4Н₂

Ag + Н₂O /=

Н₂O + СаО = Са(OH)₂

Н₂O + Al₂O₃ /=

N₂O₃ + Н₂O = 2HNO₂

2CuSO₄ + 2Н₂O -> (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

H₂SO₄(конц.) + H₂O = H₂SO₄  • H₂O

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄ • 5H₂O

8.3. Фтор и его соединения

Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем.

F₂ + Н₂ = 2HF

2F₂ + 2Н₂O = 4HF + O₂

F₂ + 2NaCl = 2NaF + Cl₂

4HF + SiO₂ = SiF₄^ + 2Н₂O

8.4. Хлор и его соединения

Хлор – тяжелый газ желто-зеленого цвета, с резким запахом.

2NaCl + 2Н₂O ->электролиз раствора-> Н₂ + Cl₂ + 2NaOH

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8Н₂O

MnO₂ + 4HCl = Cl₂ + MnCl₂ + 2Н₂O

Cl₂ + Н₂ ->hv-> 2HCl

CH₄ + Cl₂ ->hv-> CH₃Cl + HCl

С₂Н₄ + Cl₂ = С₂Н₄Cl₂

Cl₂ + 2KBr = 2KCl + Br₂

Cl₂ + Н₂O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)

HClO = HCl + О (атомарный кислород – окислитель)

Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO +Н₂O

2Cl₂ + 2Са(OH)₂ = CaCl₂ + Са(ClO)₂ + 2Н₂O

Смесь CaCl₂ и Са(ClO)₂ – хлорная, или белильная, известь.

ЗCl₂ + 6KOH ->100 °C-> 5KCl + KClO₃ + ЗН₂O

KClO₃ – хлорат калия, или бертолетова соль.

4KClO₃ ->400 °C-> KCl + ЗKClO₄

2KClO₃ ->v->2KCl + 3O₂

Сила кислот растет в ряду:

HClO -> HClO₂ -> HClO₃ -> HClO₄.

2HCl + Fe = FeCl₂ + H₂^

2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O

3HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3H₂O

HCl + AgNO₃ = AgClV + HNO₃

HCl + NH₃ = NH₄Cl

8.5. Бром, иод и их соединения

Бром – темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод – кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного – дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор -> бром -> иод.

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

2Al + ЗBr₂ = 2AlBr₃

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

Br₂ + Н₂-> 2HBr

I₂ + Н₂ ^ 2Ш

AgNO₃ + NaBr = AgBrV + NaNO₃

AgNO₃ + NaI = AgIV+ NaNO₃

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

10KI + 8H₂SO₄ + 2KMnO₄ = 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

9. d-Элементы

В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-под-уровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d-элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро– и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.

9.1. Хром и его соединения

Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета. Электронная формула атома хрома 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹.

Характерные степени окисления хрома, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Получение и свойства хрома

FeO • Cr₂O₃ + 4CO ->t-> Fe + 2Cr + 4CO₂ (Fe + 2Cr) – феррохром

Сr₂O₃ + 2Al ->t-> 2Сr + Al₂O₃ – метод алюминотермии

Хром пассивируется на холоду концентрированными азотной и серной кислотами.

Сr + 2HCl = СrCl₂ + Н₂

СrCl₂ + 2NaOH = Cr(OH)₂V + 2NaCl