Напишите уравнения реакций металлов с неметаллами

Напишите уравнения реакций металлов с неметаллами

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С НЕМЕТАЛЛАМИ

Неметаллы проявляют окислительные свойства в реакциях с металлами, принимая от них электроны и восстанавливаясь.

Взаимодействие с галогенами

Галогены ( F ₂ , Cl ₂ , Br ₂ , I ₂ ) являются сильными окислителями, поэтому с ними взаимодействуют все металлы при обычных условиях:

Продуктом такой реакции является соль – галогенид металла ( MeF_n -фторид , MeCl_n -хлорид, MeBr_n -бромид, MeI_n -иодид). При взаимодействии с металлом галоген восстанавливается до низшей степени окисления (-1), а n равно степени окисления металла.

Скорость реакции зависит от химической активности металла и галогена. Окислительная активность галогенов снижается по группе сверху вниз (от F к I ).

Взаимодействие с кислородом

Кислородом окисляются почти все металлы (кроме Ag , Au , Pt ), при этом происходит образование оксидов Me ₂ O_n .

Активные металлы легко при обычных условиях взаимодействуют с кислородом воздуха.

2 Mg + O ₂ → 2 MgO (со вспышкой)

Металлы средней активности также реагируют с кислородом при обычной температуре. Но скорость такой реакции существенно ниже, чем при участии активных металлов.

Малоактивные металлы окисляются кислородом при нагревании (горение в кислороде).

Оксиды металлов по химическим свойствам можно разделить на три группы:

1. Осно́вные оксиды ( Na ₂ O , CaO , Fe II O , Mn II O , Cu I O и др.) образованы металлами в низких степенях окисления (+1, +2, как правило, ниже +4). Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:

2. Кислотные оксиды ( Cr VI O ₃ , Fe VI O ₃ , Mn VI O ₃ , Mn ₂ VII O ₇ и др.) образованы металлами в высоких степенях окисления (как правило, выше +4). Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей:

3. Амфотерные оксиды ( BeO , Al ₂ O ₃ , ZnO , SnO , MnO ₂ , Cr ₂ O ₃ , PbO , PbO ₂ и др.) имеют двойственную природу и могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

Взаимодействие с серой

С серой взаимодействуют все металлы (кроме Au ), образуя соли – сульфиды Me ₂ S_n . При этом сера восстанавливается до степени окисления «-2». Платина ( Pt ) взаимодействует с серой только в мелкораздробленном состоянии. Щелочные металлы, а также Ca и Mg реагируют с серой при нагревании со взрывом. Zn , Al (в порошке) и Mg в реакции с серой дают вспышку. В направлении слева направо в ряду активности скорость взаимодействия металлов с серой убывает.

Взаимодействие с водородом

С водородом некоторые активные металлы образуют соединения – гидриды:

2 Na + H ₂ → 2 NaH

В этих соединениях водород находится в редкой для него степени окисления «-1».

Все химические реакции, которые необходимы для успешной сдачи ОГЭ

Справочный материал для подготовки к ОГЭ по химии

Химические свойства металлов и неметаллов

С чем реагируют металлы и неметаллы:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

P + Cl2(изб) → PCl5

Только щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой с образованием щелочей:

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 (комн. темп)

Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2 (нагревание)

Только галогены реагируют с водой, но для ОГЭ этих реакций знать не нужно

Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3

Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3

CO2 + Mg → MgO + C

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si

CuO + H2 → Cu + H2O

Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO­

Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

В других случаях кислотные оксиды с неметаллами не реагируют.

Только с Al, Be и Zn:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Fe и Cr не реагируют с щелочами

Только P, S, галогены и Si реагируют с щелочами

(водород выделяется только в случае Si)

H2SO4 (конц). И HNO3 (любой концентрации)

Только с металлами до H2 в ряду напряжений металлов:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

Реагируют со всеми металлами

Cu + 2H2SO4(к) → CuSO4 + SO2­ + 2H2O

3Cu + 8HNO3(р) → 3Сu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 4HNO3(к) → Сu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O

Концентрированные кислоты-окислители при tкомн. пассивируют Al, Cr, Fe, Ni.

Образование оксидов, кислот:

2H2SO4 (к) + C → CO2­ + 2SO2­ + 2H2O

4HNO3(р) + 3C → 3CO2 + 4NO + 2H2O

4HNO3(к, гор.) + C → CO2­ + 4NO2­ + 2H2O

Если металл (например, Fe) левее металла в составе соли (Cu) в ряду напряжений:

Напишите уравнения реакций металлов с неметаллами

Реакции металлов с неметаллами

Эти реакции могут быть отнесены к реакциям синтеза. В качестве примера приведем образование хлорида натрия в результате сгорания натрия в атмосфере хлора

Полная реакция 2Na (тв.) + Cl2 (г.) = 2NaCl (тв.)

Окислительная полуреакция 2Na(TB.) = 2Na+ (тв.) + 2е-

Восстановительная полуреакция Cl2 (г.) + 2е-= 2С1-(тв.)

Электролиз тоже представляет собой окислительно-восстановительный процесс

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИХ КОЭФФИЦИЕНТОВ

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо соблюдать два следующих важных правила:

Правило 1: В любом ионном уравнении должно соблюдаться сохранение зарядов. Это означает, что сумма всех зарядов в левой части уравнения («слева») должна совпадать с суммой всех зарядов в правой части уравнения («справа»). Это правило относится к любым ионным уравнениям, как для полных реакций, так и для полуреакций.

)

Правило 2 число электронов теряемых в одной полуреакции быть равно числу электронов, приобретаемых в восстановительной полуреакции. Например, в первом примере, приведенном в начале данного раздела (реакция между железом и гидратированными ионами двухвалентной меди), число электронов, теряемых в окислительной полуреакции, равно двум:

Следовательно, число электронов, приобретаемых в восстановительной полуреакции, тоже должно быть равно двум:

Cu2+ (водн.) + 2е- =Сu(тв.)

Для составления уравнения полной окислительно-восстановительной рекции из уравнений двух полуреакций может использоваться следующая процедура:

1. Уравнения каждой из двух полу реакций балансируются порознь, причем для выполнения указанного выше правила 1 к левой или правой части каждого уравнения добавляется соответствующее число электронов.

2. Уравнения обеих полуреакций балансируются по отношению друг к другу, так чтобы число электронов, теряемых в одной реакции, стало равно числу электронов, приобретаемых в другой полуреакции, как этого требует правило 2.

3. Уравнения обеих полуреакций суммируют для получения полного уравнения окислительно-восстановительной реакции. Например, суммируя уравнения двух приведенных выше полуреакций и удаляя из левой и правой части полученного уравнения