Химия в уравнениях реакций для школьников

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

  Ж. А. КОЧКАРОВ

  Х И М И Я В УРАВНЕНИЯХ 

  РЕАКЦИЙ  для школьников

  Учебное пособие

Нальчик – 2011 г.

Рецензенты: – дхн., профессор каф. химии Дагестан-ского педагогического университета, заслуженный деятель науки РФ.

– дхн., профессор каф. химии Самарского 

технологического университета, заслуженный деятель науки РФ.

  Химия в уравнениях реакций для школьников: Учебное пособие /   Нальчик, 2011.- 307с.

  Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений. С помощью химических реакций описаны методы получения и свойства простых и сложных неорганических веществ.

  Отдельно рассмотрены и оригинально представлены реакционные способности простых и сложных веществ.

  Представлен новый подход к классификации окислительно-восстановительных реакций и перспективный метод составления их уравнений, позволяющий подбирать коэффициенты для самых сложных реакций с участием органических, нестехиометрических и  комплексных соединений. С позиции современной теории кислот и оснований рассмотрены кислотно-основные реакции, процессы  диссоциации и гидролиза, разложения солей и кристаллогидратов.

  В логической последовательности также с помощью уравнений химических реакций рассмотрены свойства и способы получения органических веществ.

  Рекомендуется учащимся, абитуриентам и учителям средних общеобразовательных школ.

СОДЕРЖАНИЕ

Предисловие………………………………………………………….5

I. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ………………6 1. Химия водорода…………………………………………………....6  2.Химия кислорода………………………………………………….15 3. Химия галогенов.…………………………………………………18 3.1.Химия фтора  ……………………………………………………18 3.2.Химия хлора..……………………………………………………20 3.3.Химия брома и йода…  ………………………………………..28 4. Химия серы  ……………………………………………………..34 5.Химия азота……………………………………………………….50 6.Химия фосфора…………………………………………...............76 7.Химия углерода…………………………………………………...90 8. Химия кремния………………………………………………….101 9.Химия щелочных металлов……………………………..............111 10.Химия бериллия, магния и щелочноземельных металлов ….130 11.Химия цинка, кадмия и ртути………..………………………..143 12. Химия алюминия………………………………………………148 13.Химия железа…  ………………………………………………154 14.Химия хрома …………………………………………………...167 15.Химия марганца………………………………………………...180 16.Химия меди, серебра и золота………………………………....190 II. РЕАКЦИОННЫЕ СПОСОБНОСТИ ВЕЩЕСТВ………....208 III. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ…………………………………………………………229 1.Классификация окислительно-восстановительных реакций... 229 2.Протонно-кислородный  баланс………………………………..235  IV. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ В НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.……………….………………244 1. Уравнения реакций протолиза (гидролиз) ……………………244 2.Протолитические реакции разложения солей аммония и кристаллогидратов.………………………………………..………248 V. ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ..……………258 1.Алканы….………………………………………………………..258 2.Циклоалканы.…………………………………………................260 3.Алкены.…………………………………………………………..261 4.Алкадиены…………………………………………….................265 5.Алкины..………………………………………………….............267 6.Ароматические углеводороды…..………………………...........270 7.Предельные одноатомные спирты…………………………......274 8.Многоатомные спирты……………………………………….....277 9.Фенолы  …………………………………………………………..281 10.Альдегиды……………………………………………………….283 11.Кетоны  …………………………………………………………286 12.Карбоновые кислоты  ………………………………………….287 13.Мыла ………………………………………………………….....291 14.Простые и сложные эфиры….………………………………….292 15.Нитросоединения……………………………………………… .293 16.Амины……………………………………………………………294 17.Амиды кислот.…………………………………………………..295 18.Аминокислоты……………………………………………… … 296 19.Белки………………………………………………………… ..  298 20.Углеводы……………………………………………………...... 299   Библиографический список…………………….  303   Предисловие   В учебном пособии систематически изложены курсы неорганической и органической химии. Основное внимание уделено ознакомлению школьников с самыми общими и принципиально важными закономерностями протекания процессов в химических системах, установлению связей между составом, строением и свойствами веществ.   Поскольку в современной химической систематике разделение соединений на классы ведется в соответствии с природой наиболее электроотрицательной части соединения, то рассмотрение химии элементов начинается с неметаллов. Выделение в отдельное рассмотрение переходных металлов оправдано особенностями электронного строения соединений этих элементов. Поэтому материал  построен таким образом, чтобы дать школьникам представление о свойствах соединений химических элементов, основанное на Периодическом законе .   Важнейшей частью пособия является раздел, посвященный классификации окислительно-восстановительных реакций, в котором автором представлена принципиально новая классификация. В этой классификации все окислительно-восстановительные реакции делятся только на два типа: межмолекулярные и внутримолекулярные. Показано, что диспропорционирование и сопропорционирование являются частными случаями двух выделенных типов. Здесь же автором предложен новый метод составления уравнений самых сложных реакций с участием неорганических, органических и нестехиометрических соединений. Все химические реакции в пособии рассматриваются именно с позиции представленной классификации.   Особый интерес в учебном пособии представляет раздел «Реакционная способность веществ», в котором на основе термодинамических расчетов рассматриваются твердофазные реакции и реакции в водных растворах.   Наконец, методически очень интересно изложен раздел, в котором кислотно-основные реакции, процессы электролитической диссоциации, гидролиз солей и разложение кристаллогидратов рассмотрены с позиции современной теории кислот и оснований.   Учебное пособие позволит школьникам получить представление о современном состоянии и путях развития неорганической и органической химии, о их роли в получении веществ с заданными свойствами и создании современных технологий.   Автор

  I. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

  I.1.  ХИМИЯ ВОДОРОДА

Н2 - газ без цвета, запаха и вкуса, нерастворим в воде и в других жидкостях,  хорошо растворяется в  металлах; проявляемые степени окисления – (±1), элемент космоса, восстановительные свойства выражены сильнее, кристаллическая решетка молекулярная

  Возможные пути получения

Zn + 2HCl(20%р) = ZnCl2 +  H2↑ (в аппарате Киппа, для ускорение реакции добавляют – CuSO4)

  Zn + CuSO4  = Cu + ZnSO4  (создается  гальван. пара Cu //Zn) 

Fe + H2SO4(р)  = FeSO4 +  H2↑

2Al(т) + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] +  3H2↑ (также с Be и Zn) или

2Al(т) + 2NaOH + 10H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)2] +  3H2↑

2Al(т) + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑  (t, также с Be и Zn)

Si + 2KOH + H2O = K2SiO3  + 3H2↑  (t, трудно регулировать)

2H2O = 2H2↑+ О2↑ (электролиз разбавленных растворов щелочей)

2NaCl(р) + 2H2O = H2↑+ Cl2↑ + 2NaOH (электролиз раствора с диафрагмой)

С(раск. антрацит)  + H2O(перегретый пар)  =  [СО↑ + H2↑]синтез-газ  (1000 оС)

СН4(г)  +  О2(г)  + 2H2O(г)  = 2СО2г↑  +  6H2↑  (800-900 оС, кат)

3СН4(г)  +  О2(г)  + H2O(г)  = 3СО↑  + 7H2↑  (800-900 оС, кат)

2СН4(г)  +  О2(г)  = 2СО↑  +  4H2↑ + Q  (600 оС, кат: Ni,)

СН4(г)  + H2O(г) = СО↑  + 3H2↑ - Q (800-900 оС, кат: Ni)  разделение газов

СО(г)  + H2O(г) = СО2↑  + H2↑ + Q (400 оС, кат: FeO/CoO,)  этаноламином

СН4(г)  + 2H2O(г) = СО2↑  + 4H2↑  (800оС, конверсия метана)

СН4(г)  =  С(т)  +  2H2↑  (t>1500 оС, пиролиз газа)

3Fe + 4H2Oперегретый пар = Fe3O4  + 4H2↑ (900-1000 оС, старый метод)

4H2O пар  + [BaS + Mn3O4 ]катализатор = 4H2↑ + 2O2↑ (температура красного каления, 1912г)

  Окислительно-восстановительные свойства водорода

  1.  Восстановительные свойства водорода

  1) реакции с простыми веществами:

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г)  (кат: Pd - на холоду и в темноте)  температура

2моль  :  1моль  =  гремучий газ  пламени

2H2(г)  + O2(г) = 2H2O(г)  + Q  (t >400 оС, в кислороде)  достигает 2800 оС

2H2(г)  + O2(г) = 2H2O(г)  + Q  (600 оС, на воздухе)

H2(г)+ Cl2(г)= 2HCl↑ (поджигание или на свету – взрыв; в присутствии Pt - на холоду и в темноте )

H2(г) + F2(г) =2HF(г)  (при обычных условиях, взрыв, ковалентный гидрид)

H2(г) + Br2(г) =2HBr↑  (t; в присутствии Pd - на холоду и в темноте )

H2(г) + I2(г) =2HI↑  (t; в присутствии Pd - на холоду и в темноте )

H2(г) + S(т)  ↔ H2S↑  (150-300 оC, ковалентный гидрид)

H2(г) + N2(г) ↔ 2NH3↑ (450 оC, кат: Fe, Р=200 атм, ковалентный гидрид)

2H2(г)+ 2N2(г) + O2(г)+ 2H2O = 2NH4NO2  (кат:Pd - связывает N2  в обычных усл.)

H2(г) + C(т) ≠  нет реакции

H2(г) + Si(т)  ≠  нет реакции

  2) реакции с кислотными и безразличными оксидами:

СО2(г)  + 4H2(г) = СН4↑  + 2H2O↑  (t)

SО2(г)  + 3H2(г) = H2S↑  + 2H2O↑  (t; кат: Pd – в темноте и на холоду)

SO2(г) + 2H2(г) =  S↓ + 2H2O

nСО(г) + (2n +1)H2(г)  = СnН2n+2  + nH2O↑ (t, синтез Фишера-Тропша)

СО(г)  + H2(г) = СН3ОН  (p, t, кат: ZnO / Cr2O3)

CO2(г) + 3H2 = CH3OH + H2O  (400 oC, 30мПа, кат: ZnO+Cr2O3)

N2O(г) + H2(г)  = N2↑ + H2O↑  (t)

2NO(г) + 2H2(г)  = N2↑ + 2H2O↑  (t, используется в очистительных системах)

2NO2(г)  + 7H2(г) =  2NH3  + 4H2O  (кат: Pt, Ni)

SiO2(т)  + H2 = SiO(г)↑ + H2O↑  (t>1000 0C),

  3)реакции простого вещества водорода с оксидами металлов:

представлен ряд реакционной способности простых веществ металлов по отношению к простому веществу кислороду и воде, в котором металлы расположены по возрастанию ∆G о, кДж на единицу степени окисления металла в оксиде (он отличается от ряда стандартных электродных потенциалов):

  Восстановительные свойства  простых  веществ металлов  понижаются→

  Caкр  Mgкр  Liкр  Srкр  Baкр  Alкр  Naкр  Kкр  Znкр  Rbкр  Snкр 

∆G:-302  -285  -281  -280  -264  -264  -189  -161  -160  -147  -129 

  CaOкр MgOкр Li2Oкр SrOкр BaOкр Al2O3кр Na2Oкр K2Oкр ZnOкр Rb2Oкр SnOкр

  Окислительные свойства оксидов усиливаются  →

Восстановительные свойства  простых  веществ металлов понижаются → 

  H2г  Cdкр  Coкр  Niкр  Pbкр  Cuкр  Auкр  Agкр

  ∆G:  -119  -115  -107  -106  -95  -65  -13  -6

  H2Oж CdOкр CoOкр  NiOкр  PbOкр CuOкр  Au2O3кр Ag2Oкр

  Окислительные свойства оксидов  усиливаются  →

  Металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, не могут быть восстановлены водородом из их оксидов:

ZnО  + H2 ≠ ,  СаО + H2 ≠,  Al2O3 + H2 ≠

  Реакции прстого вещества водорода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов могут протекать по схеме внутримолекулярной дисмутации [ 8 ]:

Ме2O(т) + H2(г) = МеH +  MeOH  (Ме = Na, K, Rb, Cs)

Li2О + H2  ≠

2МеО + 2H2 = МеH2 + Ме(ОН) 2  (Ме =Ca, Ba, Sr)

МgО + H2  ≠,  BeО + H2  ≠

  Реакции с оксидами металлов, расположенных в представленном ряду правее водорода,  идут по схеме восстановления металлов из их оксидов:

MeO(т) + H2(г) = Me(т) + H2O↑  (t, Me = Сo, Ni, Cu)

WO3(т) + 3H2(г) = W(т) + 3H2O↑  (600 оС, также с MoO3)

Me2O7(т) + 7H2(г)  = 7H2O + 2Me  (t, Me – Mn, Re, Te)

Me3O4(т) + H2(г)  = H2O + 3MnO  (t)

МеO(т) + H2(г) = Me + H2O  (Me (CЭП > +0,7) = Hg, Ag, Pd, Au)

Sb2O3(т) + 3H2  = 2Sb + 3H2O  (500-600 oC)

Bi2O3 + 3H2  = 2Bi + 3H2O  (240-270 oC)

PbО2  +  Н2 =  Н2О  + PbO  (t)

PbО  +  Н2 =  Н2О  + Pb  (t)

III.1.Классификация окислительно-восстановительных    реакций  в неорганической химии [8-10]   По традиционной классификации окислительно-восстановительные реакции делятся на три типа: 1) межмолекулярные; 2)внутримолекулярные; 3) диспропорционирования.   Мы предлагаем, в зависимости от характера переноса электрона, все окислительно-восстановительные реакции дифференцировать на два типа:    1) межмолекулярные; 2) внутримолекулярные:   ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ    РЕАКЦИИ   МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНЫЕ   ДИСМУТАЦИЯ   КОНМУТАЦИЯ   без ДИСМУТАЦИ И КОНМУТАЦИИ   Схема 2.Упрощенная схема предлагаемой классификации    окислительно-восстановительных реакций

  5. АЛКИНЫ

  углеводороды ацетиленового ряда с общей формулой CnH2n-2

  C2 - C4 - газы, C5 - C15 – жидкости, от C16 – твердые  вещества

  Получение алкинов

  - дегидрогалогенированием в сиртовом растворе щелочи:

  СН3СН2СН(Br)СН2Br  + 2KOHв спирте → СН3СН2С≡СН + 2KBr + 2Н2О (t)

  СН3СН2СНBr2 (1,1-дибромпропан)+ 2KOHв спирте→ СН3С≡СН+2KBr+2Н2О (t)

  СН3СН(Cl)СН(Cl)СН3  + 2KOHв спирте → СН3С≡ССН3 + 2KCl + 2Н2О (t)

  - дегидрогенизацией алканов:

  2СН4(г)  → С2Н2(г) + 3Н2  (1500 oC)

  С2Н6(г)  → С2Н2(г) + 2Н2  (1200 oC)

  - гидролизом карбида кальция:

  СаС2 + 2Н2О → СН≡СН + Са(ОН)2  (Велер)

  - окислительным пиролизом:

  6СН4  + О2  → 2С2Н2(г) + 10Н2  + 2СО  (1500 oC)

  - из ацетиленида

  СН3I + NaC≡СНацетиленид →  СН3С≡СН  + NaI

  Свойства алкинов

  - горение в кислороде воздуха:

  2С2Н2(г) + 5О2  → 4СО2  + 2Н2О (коптящим пламенем, полное окисление)

  - реакции присоединения:

  С2Н2 + Н2  →  С2Н4  (150 oC, Ni  или Pt, с Pd – при обычных условиях)

  С2Н2 + 2Н2  →  С2Н6  (150 oC, Ni или Pt, с Pd – при обычных условиях) 

  СН≡СН + Br2(p) →  СНBr =СНBr  (обесцвечивание бромной воды)

  СН≡СН + 2Br2(p) →  СНBr2 - СНBr2 (обесцвечивание бромной воды)

  СН≡СН + HCl →  СН2=СНCl винилхлорид (кат)

  СН≡СН + 2HCl →  СН3СНCl2  1,1 - дихлорэтан  (кат)

  СН3С≡СН + HBr →  СН3СBr=СН2  (кат., правило Марковникова)

  СН3С≡СН + 2HBr →  СН3С(Br2)СН3  (кат., правило Марковникова)

  СН≡СН + HCN →  СН2 =СНС≡N акрилонитрил  (Н+, кат: CuCl) 

  СН≡СН + Н2О → нет реакции в обычных условиях

  СН≡СН + Н2О → СН3С(О)Н (t, кат: HgSO4 в 10% H2SO4, реакция Кучерева)

  СН3С≡СН + Н2О → СН3С(О)СН3 ацетон  (t, кат: HgSO4 в 10% H2SO4)

  - реакции замещения:

  2СН≡СН + 2Na(в жидком аммиаке) → 2НС≡СNa ацетиленид + Н2

  СН≡СН + 2Na(в жидком аммиаке)  → NaС≡СNa ацетиленид + Н2

  СН≡СН + 2AgOH  → AgС≡СAg↓желтый ацетиленид + 2Н2О

  СН3С≡СН + CuCl(в р. амиака) → СН3С≡ССu↓метилацетиленид, красный + HCl

  СН≡СН + Ag2Oв р. аммиака  → AgС≡СAg↓желтый ацетиленид + Н2О  или:

  СН≡СН + 2[Ag(NH3)2]OH → AgС≡СAg↓желтый + 4NH3  + 2Н2О, или: 

  RС≡СН + [Ag(NH3)2]OH → RС≡СAg↓желтый + 2NH3  + Н2О

  СН≡СН + CuOH → CuС≡СCu↓ ацетиленид, красный + 2Н2О  или: 

  RС≡СН + [Cu(NH3)2]OH → RС≡СCu↓красный + 2NH3  + Н2О 

  - присоединение спиртов:

  СН≡СН + СН3СН2OH  → СН2=СН–О–С2Н5 винилэтиловый эфир

  - присоединение карбоновых кислот:

  СН≡СН + СН3СОOH  → СН2=СН–О–С(О)СН3 винилацетат

  Окисление алкинов

  1) мягкое окисление в нейтральной или слабощелочной средах, 

  образуются соли карбоновых кислот и карбонаты, вещества с 

  симметричным строением дают одно вещество:

  С2Н2симметрия + 4[O] → HOOC–COOHщавелевая:

  3С2Н2  + 8KMnO4  + 4H2O → 3HOOC–COOH  + 8MnO2 + 8КОН

  С2Н2о  +  4O-2  - 8з → С2Н2О4о  3 (окисление)

  MnO4-  + 3з →  MnO2о  + 2O-2  8 (восстановление)

  Щавелевая кислота далее в щелочной среде переходит в оксалат:

  3С2Н2  + 8KMnO4 → 3КOOC–COOК  + 8MnO2 + 2КОН + 2H2O

  2) жесткое окисление с разрывом тройной связи:

  СН3С≡ССН3 симметрия  + 2[O]  → 2СН3СОО - :

  СН3С≡ССН3 симметрия  + 2KMnO4 → 2СН3СООК + 2MnO2

  СН3С≡СН  + 8[O] →  СН3СОО - + СО32- + НСО3-:

  3СН3С≡СН  + 8KMnO4 →3СН3СООК+ 2К2СО3 + КНСО3+ 8MnO2+ H2O

  углекислый газ в растворе щелочи, что образуется в ходе реакции, дает карбонаты и гидрокарбонаты

  2) жесткое окисление в кислой среде (рН < 7), образуются 

  карбоновые кислоты, муравьиная быстро окисляется далее до 

  углекислого газа, вещества с симметричным строением дают одно 

  вещество: 

  С2Н2 + 4[O]  + 2Н+→ 2НCOOH муравьиная,

  далее:  НCOOH + [O] → CO2  + H2O

  ∑С2Н2 + 5[O]  →2CO2 + H2O :

  С2Н2  + 2KMnO4  + 3H2SO4 = 2CO2  + 2MnSO4 + K2SO4 + 4H2O

  С2Н2  +  4O-2  -10з →  2CO2  +  2Н+  1

  MnO4-  + 5з →  Mn2+ + 4O-2  2

  БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

  Основной

1. , , , Цивадзе химия. Химия элементов М.: Химия, Книга 1, 2001. 472с, Книга 2, 2001. 583с.

2. Ахметов и неорганическая химия. М.: ВШ, 1998. 743с.

3. Некрасов общей химии. М.: Химия, 1972-1973, Т. 1, 2 и 3

4. , Мартыненко химия. М.: Изд-во МГУ, 1991,1994. Ч.1, 2.

5., Дракин и неорганическая химия. М.:Химия,1994. 588с

  Дополнительный

6. ,. Р-элементы VIА-группы Периодической 

системы , КБГУ, Нальчик, 2005 г,46с.

7. , Р-элементы VIIА-группы Периодической 

системы КБГУ, Нальчик, 2006 г, 35с.

8. Кочкаров -ионный метод составления уравнений 

окислительно-восстановительных реакций. Журн. Химия/ Методика 

преподавания. 2005. №7. С.48-50

9. Кочкаров окислительно-восстановительных реакций: 

Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод. Журн. «Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47

10. Кочкаров окислительно-восстановительных 

реакций в неорганической химии. Материалы международной науч-прак. 

конф. «Иновационные технологии в производстве, науке и образовании» 

Грозный, 2010 г.  с.61-65

11.Кочкаров знаний о реакциях ионного обмена в 

водных растворах //Журн. Химия в Школе. 2005, №10. С.16-22

12.Кочкаров ионного обмена в водных растворах // Науч.-

метод. журн. «Химия в школе»  2007 г. №2. С. 35-37.

13. Кочкаров ионного обмена в водных растворах. Нальчик, 

КБГУ,  2005, 60с.

14. Кочкаров кислот и оснований в неорганической химии с 

позиции теории Бренстеда –Лоури.  КБГУ, Нальчик, 2006, .50c.