Как решать уравнение реакции неметаллов

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Свойства простых веществ:

Свойства сложных веществ:

Особенности протекания реакций:

Химические свойства неметаллов

1. Галогены

1) С кислородом из галогенов реагирует только фтор:

F2 + O2 → O2F2 (или OF2)

Cl2 + O2 → реакция не идет.

2) С водой реагируют все галогены, но по-разному: фтор окисляет воду, другие галогены диспропорционируют в ней:

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Cl2 + H2O → HCl + HClO

3) Все галогены взаимодействуют с водородом:

4) Из солей галогены реагируют: 1) с галогенидами (если галоген в простом веществе является более сильным окислителем, чем галоген в соли) и 2) с сульфидами:

Cl2 + CaBr2 → CaCl2 + Br2

Cl2 + CaF2 → реакция не идет, так как Cl2 обладает менее выраженными окислительными свойствами, чем F2.

Br2 + Na2S → 2NaBr + S.

Если можем окислить металл:

Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3

5) Все галогены реагируют с металлами:

3F2 + 2Fe → 2FeF3

3Br2 + 2Fe → 2FeBr3

Окислительный свойства йода выражены слабее, чем у других галогенов, поэтому с такими металлами, как Fe и Cu, он взаимодействует по-другому:

6) Галогены — сильные окислители, окисляют такие сложные вещества, как H2S, H2O2, NH3, SO2 и др:

Br2 + H2S → S + 2HBr

H2O2 + Cl2 → 2HCl + O2

3Cl2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Cl

Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3

7) Не реагируют с оксидами

8) Не реагируют с кислотами за исключением одной реакции (только I2 и только с концентрированной азотной кислотой):

10HNO3(конц.) + I2 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O (t)

9) Диспропорционируют в растворах щелочей:

2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O (продукты этой реакции на ЕГЭ не проверяются, но необходимо знать, что реакция протекает)

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2).

2. Сера (желтое вещество, плавает на поверхности воды, не смачиваясь ею)

1) реагирует с кислородом:

2) Реагирует с водородом:

3) Реагирует с металлами

4) Реагирует со всеми неметаллами, :

S + N2 → реакция не идет

S + I2 → реакция не идет

5) Реагирует с кислотами-окислителями:

S + 6HNO3(конц.)&nbsp → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2HNO3(разб.) → H2SO4 + 2NO

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)

3. Азот (прочная тройная связь)

Реагирует только с O2, H2, F2 (со фтором реакции на ЕГЭ не встречаются) и металлами.

1) Реагирует с кислородом (электрический разряд или 2000ºС)

2) Реагирует с водородом (обратимая, экзотермическая реакция):

3) Реагирует с металлами с образованием нитридов (с Li без нагревания, с остальными — только при нагревании):

N2 + 2Al → 2AlN (t)

N2 + 3Mg → Mg3N2 (t)

4) Не реагирует с H2O, кислотами, оксидами, солями.

4. Фосфор

Основные аллотропные модификации: красный (атомная кристаллическая решетка) и белый (P4, молекулярная кристаллическая решетка). Белый фосфор — ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор стабилен и ядовитым не является.

1) Реагирует с кислородом:

4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток O2)

4P + 5O2 → 2P2O5 (избыток O2)

2) Не реагирует с водородом:

P + H2 → реакция не идет.

3) Диспропорционирует в растворах щелочей:

P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3­ + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)

4) Реагирует с кислотами-окислителями:

2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O

5HNO3(разб.) + 3P +2H2O → 3H3PO4 + 5NO

5) Окисляется сильными окислителями:

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl

6) Реагирует с металлами с образованием фосфидов:

7) Реагирует с серой, галогенами:

2P + 3Cl2&nbsp → 2PCl3 (недостаток Cl2)

2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток Cl2)

2P + 3I2 → 2PI3 (с I2 возможно только образованием PI3, PI5 не образуется)

8) Реагирует с соединениями P +5 :
3PCl5 + 2P → 5PCl3

5. Углерод

1) Реагирует с кислородом:

2) Реагирует с водородом:

3) Реагирует с кислотами-окислителями:

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(конц.)&nbsp → CO2 + 4NO2 + 2H2O (t)

4) Используется при получении фосфора:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

6. Кремний

1) Реагирует с кислородом:

Si + O2 → SiO2 (кварц, песок)

2) Не реагирует с водородом:

Si + H2 → реакция не идет.

3) Растворяется в щелочах:

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2­

4) Не реагирует с растворами кислот. Реагирует только с HF:

Советы тут

Много полезных советов

Задачи и упражнения по неметаллам и их важным соединениям с решениями

от Ауес Беев

Сегодня у нас урок химии 101 — Задания по неметаллам и их важным соединениям с решениями. Как изучить? Полезные советы и рекомендации повторите предыдущие уроки химии. К предлагаемым заданиям даны решения. По-возможности, постарайтесь решить задания самостоятельно, без подглядывания на решения. Если не получается, тогда смотрите решения. При обнаружении неточностей, описок, или если появятся неясные моменты, просьба написать в комментариях. Отвечу на все вопросы.

1. Непосредственно друг с другом не взаимодействуют:

1) кислород и хлор;

2) водород и хлор;

3) водород и кислород;

Решение: Непосредственно друг с другом не взаимодействуют кислород и хлор.

2. Неядовитым является каждый из трёх газов:

Решение: Неядовитым является каждый из трёх газов: H₂, O₂, N₂.

3. В схеме превращений

Решение: Вспомним протекающие реакции:

Веществом «Х» является NH_3.

4. Установите соответствие между химической формулой соединения и значением степени окисления серы в нем

Химическая формула Степень окисления серы

Решение: Расставив над атомами степени окисления, легко найдем соответствия: 1) 1) Mg +2 (H +1 S +6 O₄ -2 ) -2 ₂; 2) Al₂ +3 S₃ -2 ; 3) S₈ о ; 4) (N -3 H₄ +1 )₂ + S +4 O₃ -2 .

Ответ: 1 – Г; 2 – Д; 3 – А; 4 – В.

5. Установите соответствие между формулами соединений азота и продуктами их термического разложения

Соединения азота Продукты разложения

Решение: Напишем схемы протекающих реакций:

Ответ: 1 – Д; 2 – А; 3 – Б; 4 – В.

6. Напишите уравнение реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

В ответе укажите формулы веществ Х₁ и Х₂.

Решение: Напишем схемы протекающих реакций:

7. В результате взаимодействия 5 л водорода (н.у.) с 3 л оксида азота (I) (н.у.) останется неизрасходованным водород объемом _________л. (Запишите число с точностью до целых.)

Решение: Напишем схему протекающей реакции:

Из нее видно, что объемы реагирующих газов равны друг другу. Из этого следует, что 3л оксида азота (I) прореагируют с 3л водорода, а 2 л H₂ останется неизрасходованным.

8. В результате взаимодействия 1,5 л кислорода (н.у.) с 4 л оксида азота (II) (н.у.) останется неизрасходованным оксид азота (II) объемом ___________ л. (Запишите число с точностью до целых.)

Решение: Напишем схему протекающей реакции:

Из нее видно, что газы реагируют в объемном соотношении 2:1. Из этого следует, что 1,5 л кислорода, взятый в меньшинстве, прореагируют с 3л NO, а 1 л NO останется неизрасходованным.

9. Ортофосфорная кислота может взаимодействовать с

1) HCl; 2) S; 3) Cu; 4) CaCl₂.

Решение: Ортофосфорная кислота может взаимодействовать с CaCl₂ с образованием нерастворимой соли – фосфата кальция:

10. При обработке фосфида кальция водой выделяется газ фосфин – аналог аммиака. Объем (л) фосфина (н.у.), который можно получить из 18,2 г фосфида кальция равен ___________ л. Запишите число с точностью до десятых.

Решение: Напишем схему протекающей реакции:

Учитывая, что 1 моль Са₃Р₂ имеет массу 182 г, найдем, что по условию у нас n = 18,2/182 = 0,1 моль Са₃Р_2. Из уравнения реакции следует, что n(Са₃Р₂) = 2n(РН₃). Тогда, 0,2⃰ 22,4 = 4,48 л.

11. Общий объем кислорода (н.у.), который можно получить в результате термического разложения 1 моль KClO₃, 1 моль KMnO₄ и 1 моль Cu(NO₃)₂, равен ____________ л. Запишите целое число.

Решение: Напишем схемы протекающих реакций и найдем объемы выделяющегося кислорода:

V_O2 сумм. = 33,6 + 11,2 + 11,2 = 56 л.

12. Составьте уравнение реакции диспропорционирования хлора в горячем растворе гидроксида калия. Сумма коэффициентов в полученном уравнении равна ________ . Запишите число.

Решение: Напишем уравнение протекающей реакции, определим процессы окисления-восстановления и расставим коэффициенты:

Cl₂ о + KOH → K +1 Cl -1 + K +1 Cl +5 O₃ -2 + H₂O

Cl о + 1е → Cl -1 – окислитель, восстановливается

Cl о — 5е → Cl +5 – восстановитель, окисляется

Сумма коэффициентов в полученном уравнении равна 18.

13. Оксид фосфора (V), образовавшийся при сжигании 6,2г фосфора в избытке кислорода, растворили в 140 мл 14%-ного водного раствора гидроксида калия (ρ=1,14 г/мл). Массовая доля (%) образовавшейся соли в растворе с точностью до десятых равна __________ .

Решение: Напишем уравнения протекающих реакций, найдем мольные соотношения реагентов, продукт реакции рассчитаем по веществу, взятому в недостатке:

Исходя из этого уравнения, можем написать:
n(P)/4 = n(P₂O₅)/2 или n(P)/2 = n(P₂O₅)

Далее, оксид фосфора (V) с гидроксидом калия:
P₂O₅ + 6KOH = 2K₃PO₄ + 3H₂O
n(P₂O₅) = n(KOH)/6 = n(K₃PO₄)/2
n(P) = m/M = 6,2 г/31 г/моль = 0,2 моль
n(P₂O₅) = n(P)/2 = 0,2 моль : 2 = 0,1 моль
m(р.KOH) = V(р.KOH)*ρ = 140мл*1,14 г/мл = 159,6 г.
m(KOH) = ω*m(р.KOH) = 0,14*159,6 г. = 22,344 г
n(KOH) = m/M = 22,34/56 г/моль = 0,4 моль. Гидроксид калия взят в недостатке, так как по реакции на один моль оксида фосфора (V) приходится 6 молей гидроксида калия, а на 0,1 моль P₂O₅ должно вступить в реакцию 0,6 моль KOH. Дальнейшие расчеты ведем по КОН:
n(K₃PO₄)/2 = n(KOH)/6 или n(K₃PO₄)= n(KOH)/3 = 0,4 моль: 3 = 0,13 моль
m(K₃PO₄) = n*M = 0,13 моль*212 г/моль = 27,56 г.
ω(K₃PO₄) = m(K₃PO₄)/m(р-ра)*100% = 27, 56 г./(159,6 г + 6,2 г)*100 % = 16,6%.

14. Сульфид железа (II) массой 176 г обработали избытком соляной кислоты. Выделившийся газ сожгли в избытке воздуха. Объем (мл) 40%-ного раствора гидроксида калия (ρ = 1,40 г/мл), необходимого для полной нейтрализации образовавшегося при сжигании газа равен ________. Запишите число с точностью до единиц.

Решение: Напишем уравнения протекающих реакций, найдем мольные соотношения реагентов:

4FeS + 7O₂ = 2Fe₂O₃ + 4SO₂

Исходя из этого уравнения, можем написать:
n(FeS)/4 = n(SO₂)/4 или n(FeS) = n(SO₂)

n(FeS) = m/M = 176 г/88 г/моль = 2 моль
n(FeS) = n(SO₂) = 2 моль

Далее, оксид cеры (IV) с гидроксидом калия:
SO₂ + 2KOH = K₂SO₃ + H₂O

n(KOH) = 2n(SO₂) = 4 моль

m(KOH) = n(KOH)⃰М(KOH) = 4*56 = 224 г.

m(р.KOH) = m(KOH)*100/40 = 224*100/40 = 560 г.
V (р.KOH)/ρ = 560/1,4 = 400 мл.

15. При взаимодействии гидрида кальция массой 4,2 г с водой выделился водород объемом 4 л (н.у.). Массовая доля (%) примесей в образце гидрида кальция равна __________ %. Запишите число с точностью до десятых.

Решение: Напишем уравнения протекающих реакций, найдем мольные соотношения реагентов:

Исходя из этого уравнения, можем написать:
n(СаН₂) = 2n(2Н₂); n(Н₂) = 4/22,4 = 0,18 моль; n(СаН₂) = 0,18/2 = 0,09 моль.

m(СаН₂) = M(СаН₂)⃰ 0,09 = 42⃰ 0,09 = 3,78 г. Разность масс 4,2 – 3,78 = 0,42 г – это примеси. Массовая доля примесей будет:

ω(пр) = 0,42⃰100/4,2 = 10%.

16. В одном объеме воды было растворено 125 объемов хлористого водорода (н.у.). Массовая доля (%) хлороводорода в растворе равна _________ %. Запишите число с точностью до десятых.

Решение: Возьмем 1 л воды массой 1000 г и 125 л газообраного хлороводорода. Найдем массу 125 л HCl (н.у.): n(HCl) = 125/22,4 = 5,58 моль. m(HCl) = 5,58⃰ M = 5,58⃰ 36,5 = 203,67 г. Масса раствора равна: 1000 + 203,67 = 1203,67 г. Массовая доля (%) хлороводорода в растворе будет:

ω(HCl) = 203,67⃰100/1203,67 = 16,9%.

17. Объем кислорода (н.у.), необходимого для сжигания 20 л (н.у.) смеси оксида углерода (II) и водорода с относительной плотностью по гелию 3,1, равен ______________ л. Запишите целое число.

Решение. D_He смеси = 3,1
Мсмеси = 3,1*M(Hе)= 3,1*4 = 12,4 г/моль
Теперь вспомним формулу:
Мсмеси=М1*φ1+М2*φ2…
Используем ее в нашем случае. Если обозначить долю оксида углерода (II) за х, тогда доля водорода будет (1-х). М(СО) = 28 г/моль; М(Н₂) = 2 г/моль. Тогда можно написать уравнение:
12,4 = 28x + 2(1-x)
12,4 = 28x + 2-2x
10,4 = 26x
x = 0,4 = 40% — оксида углерода (II); водорода будет 0,6, или 60%.
Находим, сколько моль смеси газов было смеси:
Nv = V/Vm = 20/22,4 = 0,89 (моль)
и, находим количества молей СО и Н₂:

n(CO) = 0,89*0,4 = 0,356 моль;

V = 3,99 + 5,98 = 9,97 л.

18. При добавлении к раствору пероксида водорода массой 0,8 г раствора иодида калия в присутствии серной кислоты образовалось 0,3 г иода. Массовая доля (%) пероксида в исходном растворе равна _______________ %. Запишите целое число.

19. Масса раствора пероксида водорода с массовой долей 3,4%, которая необходима для окисления 15,2 г сульфата железа (II) в присутствии серной кислоты равна ___________ г. Запишите целое число.

Решение.

Запишем уравнение реакции:

2FeSO₄ + H₂SO₄ + H₂O₂ → Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

n(FeSO₄) = m/M = 15,2 г/152 г/моль = 0,1 моль

m_{р-ра Н2О2} = 1,7⃰ 100/3,4 = 50 г.

1. Оксид серы (IV), полученный при сжигании 67,2 л (н.у.) сероводорода, пропущен через 1 л раствора гидроксида натрия с массовой долей 25% (ρ = 1,3 г/мл). При этом образовалось соль состава:

Решение. Уравнение реакции сжигания сероводорода следующее:

m_р-ра(NaOH) = 1000 мл⃰ 1,3 г/мл = 1300 г

m(NaOH) = 1300⃰ 25/100 = 325 г

n(NaOH) = m(NaOH)/М(NaOH) = 325/40 = 8,125 моль.

Гидроксид натрия в избытке, поэтому, реакция будет следующая:

1. Взаимодействие 13 г цинка с 0,3 моля концентрированной серной кислоты происходит с выделением сероводорода. Число молей концентрированной серной кислоты, идущей на солеобразование и на окислительно-восстановительный процесс соответственно равны:

1) 0,2 и 0,05; 2) 0,1 и 0,1; 3) 0,1 и 0,2; 4) 0,05 и 0,01.

Решение. Уравнение реакции следующее:

S +6 + 8e → S -2 | 1
Zn о — 2e → Zn +2 | 4

n(Zn) = m(Zn)/А(Zn) = 13/65 = 0,2 моль

По уравнению реакции, с 4 молями атомов цинка реагируют 5 молей серной кислоты. При этом видно, что 4 моля серной кислоты идут на солеобразование, а 1 моль – на окисление 4-х молей цинка. Также видно, что с 0,2 молями цинка прореагирует 0,25 молей серной кислоты. Т.е. серная кислота в избытке. Оттуда легко найти число молей концентрированной серной кислоты, идущей на солеобразование и на окислительно-восстановительный процесс. На солеобразование: 0,25⃰ 4/5 = 0,2 моль; на окисление: 0,25⃰ 1/5 = 0,05 моль0,25⃰ 4/5 = 0,05 моль.

1. При термическом разложении 6,62 г нитрата тяжелого двухвалентного металла выделилось 1,12 л (н.у.) смеси двух газов. Определите формулу нитрата металла.

Решение.

Представленные нитраты могут разлагаться следующим образом:

n(смеси газов) = V/Vm = 1,12/22,4 = 0,05 моль.

По уравнению реакции имеем 5 объемных долей газов (4NO₂ + O₂). При этом, на 1 часть газа приходится 0,05/5 = 0,01 моль газа. В реакции получаются 0,04 моля NO₂ и 0,01 моль O₂. Из уравнения следует, что nMe(NO₃)₂ = nО₂*2 = 0,02моль. Оттуда находим молекулярную массу соли:

23. Газ, полученный в рекции дихромата калия с соляной кислотой полностью прореагировал при нагревании с 1,12 г железа. Объем (в мл) 36,5%-го раствора соляной кислоты (ρ = 1,16 г/мл) участвовашего в реакции равен____________мл.

Запишите число с точностью до целых.

Из молярных соотношений компонентов реакций видно, что

n(Fe) = 1,12/56 = 0,02 моль

m(HCl) = 0,14* М(HCl) = 0,14*36,5 = 5,11 г

m_р-ра(HCl) = 5,11* 100/36,5 = 14 г

V_р-ра(HCl) = 14/1,16 = 12,069 мл.

24. Оксид серы (VI) полученный при окислении оксида серы (IV) объемом 2,24 л (н.у.) в избытке кислорода добавлен к раствору гидроксида натрия массой 200 г с массовой долей NaOH 2%. При этом получилась соль состава:

n(SO₂) = 2,24/22,4 = 0,1 моль

m(NaOH) = 2*200/100 = 4 г

n(NaOH) = 4/M(NaOH) = 4/40 = 0,1 моль

Оксид серы (VI) и гидроксид натрия реагируют в эквимолекулярных количествах, значит образуетс кислая соль.

Протекают следующие реакции:

25. (н.у.) смеси газов, состоящей из гелия, водорода и оксида углерода (IV) последовательно пропустили через баритовую воду (при этом выпал осадок массой 19,7 г) и над нагретым оксидом цинка (получили 6,5 г металлического цинка). Объем гелия в исходной смеси равен ___________л. Запишите число с точностью до cотых.

n(Zn) = n(H₂) = 6,5/A(Zn) = 6,5/65 = 0,1 моль

V(He) = 20 — 2,24 — 2,24 = 15,52

Это был у нас урок химии 101 — Задачи и упражнения по неметаллам и их важным соединениям с решениями.

Химические свойства неметаллов

1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов:

2Na + H₂ → 2NaH

1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

1.3. Водород не реагирует с кремнием.

1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака:

1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом.

1.6. Водород горит, взаимодействует с кислородом со взрывом:

2. Водород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов. Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода.

Например, водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO + H₂ → Zn + H₂O

Также водород восстанавливает медь из оксида меди:

СuO + H₂ → Cu + H₂O

Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов.

Например , водород взаимодействует с оксидом кремния:

2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования).

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей . Галогены реагируют с металлами и неметаллами .

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.

Например , железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

Аналогичная ситуация с медью : фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

I₂ + 2Cu → 2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример : алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl₂ + 2Al → 2AlCl₃

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например , фтор окисляет хлор, бром и йод:

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например , хлор при растворении в холодной воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлорную кислоту:

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например , хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

Еще пример : хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например , хлор вытесняет йод и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например , фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl₂ + F₂ → 2Cl + F –

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например , хлор окисляет сероводород:

Cl₂ + H₂S → S + 2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Также галогены окисляют пероксиды:

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂ (на свету или кип.)

Химические свойства кислорода

ри нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами , и с неметаллами . Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000 о С), образуя оксид азота (II):

N₂ + O₂→ 2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca + O₂ → 2CaO

Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

2Na + O₂→ Na₂O₂

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

K + O₂→ KO₂

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn + O₂→ 2ZnO

Железо , в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe + O₂→ 2FeO

4Fe + 3O₂→ 2Fe₂O₃

3Fe + 2O₂→ Fe₃O₄

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит , образуя оксид углерода (IV):

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O₂ → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды . При этом образуются оксиды:

4FeS + 7O₂→ 2Fe₂O₃ + 4SO₂

Ca₃P₂ + 4O₂→ 3CaO + P₂O₅

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения ( сероводород, аммиак, метан, силан гидриды . При этом также образуются оксиды:

2H₂S + 3O₂→ 2H₂O + 2SO₂

Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

4NH₃ + 3O₂→ 2N₂ + 6H₂O

Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂→ 4NO + 6H₂O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора ( сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS₂ + 3O₂→ CO₂ + 2SO₂

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления ( оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO + O₂→ 2CO₂

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например , кислород окисляет гидроксид железа (II):

Кислород окисляет азотистую кислоту :

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH₄ + 2O₂→ CO₂ + 2H₂O

2CH₄ + 3O₂→ 2CO + 4H₂O

CH₄ + O₂→ C + 2H₂O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например , железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют серу до +4:

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000 о С), на электрической дуге (в природе – во время грозы) :

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (2000 о С или действие электрического разряда) азот реагирует с серой , фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С + N₂ → N≡C–C≡N

1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре ,в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

Например , литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например , азот окисляет гидрид лития:

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

1. Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот :

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal₃ и PHal₅:

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Например , кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

Еще пример : натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

P + 3Na → Na₃P

1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.

2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Например , азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

Серная кислота также окисляет фосфор:

Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют фосфор:

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор. Например , оксид серебра (I) :

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия:

Или с гидроксидом кальция:

Химические свойства углерода

При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода — невысокая.

1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами , и с неметаллами .

1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C + 2S → CS₂

C + Si → SiC

1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором .

При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:

1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С + N₂ → N≡C–C≡N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

2C + Ca → CaC₂

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит , образуя оксид углерода (IV):

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O₂ → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:

C 0 + H₂ + O → C +2 O + H₂ 0

2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов . При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

Например , углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

ZnO + C → Zn + CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С + Fe₃O₄ → 3Fe + 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

Например , углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции:

3С + СаО → СаС₂ + СО

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:

2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями , в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.

Например , углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:

Химические свойства кремния

При нормальных условиях кремний существует в виде атомного кристалла, поэтому химическая активность кремния крайне невысокая.

1. Кремний проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (при взаимодействии с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому кремний реагирует и с металлами , и с неметаллами .

1.1. При обычных условиях кремний реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV):

При нагревании кремний реагирует с хлором, бромом, йодом :

1.2. При сильном нагревании (около 2000 о С) кремний реагирует с углеродом с образованием бинарного соединения карбида кремния (карборунда):

C + Si → SiC

При температуре выше 600°С взаимодействует с серой:

Si + 2S → SiS₂

1.3. Кремний не взаимодействует с водородом .

1.4. С азотом кремний реагирует в очень жестких условиях:

1.5. В реакциях с активными металлами кремний проявляет свойства окислителя. При этом образуются силициды:

2Ca + Si → Ca₂Si

Si + 2Mg → Mg₂Si

1.6. При нагревании выше 400°С кремний взаимодействует с кислородом :

2. Кремний взаимодействует со сложными веществами:

2.1. В водных растворах щелочей кремний растворяется с образованием солей кремниевой кислоты. При этом щелочь окисляет кремний.

2.2. Кремний не взаимодействует с водными растворами кислот, но аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты:

При обработке кремния безводным фтороводородом комплекс не образуется:

С хлороводородом кремний реагирует при 300 °С, с бромоводородом – при 500 °С.

2.3. Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот :

3Si + 4HNO₃ + 12HF → 3SiF₄ + 4NO + 8H₂O