Взаимодействие неметаллов со щелочами и кислотами-окислителями
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии на тему
Представляю Вашему вниманию сводную таблицу, помогающую при подготовке к ЕГЭ-ОГЭ
Скачать:
Вложение | Размер |
---|---|
Подготовка к ЕГЭ | 13.35 КБ |
Предварительный просмотр:
Взаимодействие неметаллов с кислотами-окислителями и щелочами
Взаимодействие с кислотами
Взаимодействие с щелочами
Cl 2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + Н 2 О (на холоде)
3 Cl 2 + 6 КОН = 5 KCl + KClO 3 + 3Н 2 О (при нагревании)
Br 2 + 2 NaOH = NaBr + NaBrO + Н 2 О (на холоде)
3 Br 2 + 6 КОН = 5 KBr + KBrO 3 + 3Н 2 О (при нагревании)
S +2 H 2 SO 4 (конц) = 3 SO 2 + 2 H 2 O
S + 4 HNO 3(конц) = 4 NO 2 + SO 2 + 2 H 2 O
3 S + 6 KOH = K 2 SO 3 + 2 K 2 S + 3 H 2 O.
2 P + 5 H 2 SO 4(конц) = 5 SO 2 + 2 H 3 PO 4 + 2 H 2 O
P + 5 HNO 3(конц) = 5 NO 2 + H 3 PO 4 + H 2 O
4 P + 3 KOH + 3 H 2 O = 3 KH 2 PO 2 + PH 3
(фосфорноватистая кислота – одноосновная)
C + 2 H 2 SO 4(конц) = 2 SO 2 + CO 2 + 2 H 2 O
C + 4 HNO 3(конц) = 4 NO 2 + CO 2 + 2 H 2 O
Si + 2 KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2 H 2
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
ТЕСТ «Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних).» для 9 класса
Тема: «Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)» 9 класс. Подготовка к ГИА. Задание А7 Тест составлен по шаб.
Неметаллы. Общая характеристика неметаллов. Разработка урока.
Данная разработка прекрасно раскрывает тему «Неметаллы. Общая характеристика». Рассматривается характеристика неметаллов и химические свойства некоторых неметаллов.
« Классификация веществ по составу на простые и сложные. Классификация простых веществ на металлы и неметаллы. Кислород и водород – представители неметаллов, их характеристика как химических элементов и простых веществ».
Модульный урок по химии в 8 классе по теме « Классификация веществ по составу на простые и сложные.Классификация простых веществ на металлы и неметаллы. Кислород и водород – представители неметал.
Урок химии, 9 класс,тема «Неметаллы. Общая характеристика неметаллов»
В методической разработке представлен урок по теме «Неметаллы. Общая характеристика неметаллов». Тип урока — урок усвоения новых знаний, а конкретнее урок работы с понятием «неметаллы» и поиска .
Тест для подготовки к ЕГЭ по химии, В3. Электролиз растворов и расплавов (солей, щелочей, кислот)
Тест выполнен в программе PowerPoint, может использоваться для подготовки к ЕГЭ по химии.
Конспект урока на тему «Основания, их состав, названия. Щелочи. Индикаторы», химия 8 класс
Конспект урока по химии в 8 классе на тему «Основания, их состав, названия. Щелочи. Индикаторы» может быть использован учителем химии, работающим по программе О.С. Габриеляна при изучении соотве.
Урок химии в 8-м классе по теме «Взаимодействие элементов-неметаллов между собой»
представлена презентация к уроку химии в 8-м классе, в которой рассмотривается вопрос образования ковалентной связи за счет образования общих электронных пар.
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
Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ
Давайте рассмотрим свойства
и продукты их реакций
Автор статьи — Саид Лутфуллин
Свойства концентрированной серной кислоты — окислителя
Концентрированная серная кислота – бесцветная тяжелая маслянистая нелетучая жидкость. Не имеет запаха и тянет сказать: «без вкуса», но вкус у нее все же есть, пробовать не советую.
Разбавленная серная кислота ничем особым непримечательна. Свойства как и у других кислот. За исключением того, что она не реагирует со свинцом, так как образующийся сульфат свинца нерастворим. Нерастворимое вещество покрывает кусочек металла и «защищает его от реакции»
А вот концентрированная серная кислота – сильный окислитель (за счет атома серы в высшей степени окисления).
Раз сера – окислитель, то она будет восстанавливаться:
Глубина восстановления серы зависит от активности восстановителя:
- сильные восстановители восстанавливают серную кислоту до H2S,
- слабые — до SO2,
- восстановители средней активности – до S.
На практике образуются несколько продуктов в разных пропорциях. Преобладание того или иного продукта зависит от множества факторов: от вышеупомянутой активности восстановителя, температуры, концентрации кислоты (95%, 90%. 85%, 80%, 75% – это все концентрированная кислота). Но в реалиях школьной программы все схематично и пишем один единственный продукт.
1. Взаимодействие металлов в концентрированной серной кислотой.
Концентрированная серная кислота реагирует с металлами, даже стоящими после водорода. Но кроме платины и золота – эти металлы слишком малоактивны.
Схема этих реакций:
- Активные металлы восстанавливают серную кислоту до H2S:
- Металлы средней активности восстанавливают серную кислоту до S:
- Малоактивные металлы восстанавливают серную кислоту до SO2:
Некоторые металлы (конкретно нужно запомнить — Fe, Al, Cr) при контакте с концентрированной серной кислотой покрываются защитной пленкой – и реакция не идет. Поэтому серную кислоту без всякой опасности перевозят в железных цистернах. Это явление называют пассивацией.
То, что железо, алюминий и хром пассивируются не означает, что реакция невозможна. Просто нужно нагреть – при нагревании от защитной пленки не остаётся и следа:
2. Взаимодействие неметаллов с концентрированной серной кислотой.
Не все неметаллы реагируют с концентрированной серной кислотой: лишь те, что проявляют восстановительные свойства. Поэтому кислород, азот и галогены не вступают в эти реакции.
Мы рассмотрим взаимодействие с фосфором, углеродом, бором, серой. Неметаллы – не такие активные восстановители как типичные металлы – поэтому серная кислота восстанавливается до SO2.
Неметалл окисляется до высшей степени окисления: образуется оксид. Поскольку оксид неметалла – кислотный, то он тут же в момент получения реагирует с водой и образуется кислота:
Угольная кислота не образуется – получается углекислый газ:
Концентрированная серная кислота окисляет серу:
3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с галогенидами.
Галогениды металлов – это соли галогеноводородов (HF, HCl, HBr, HI). Галогеноводороды – летучие кислоты, а HF еще к тому же и слабая.
Поэтому серная кислота их вытесняет из солей:
Соли нужно брать твердые, не раствор. Тогда галогеноводороды будут вытесняться в виде газов.
А к фториду можно и в раствор прилить кислоты, так как фтороводородная кислота – слабая, она вытеснится. Только останется в растворе, вот и вся разница.
С хлоридами и фторидами происходит простая реакция обмена, без изменения степеней окисления.
Галоген окисляется до простого вещества. Сера восстанавливается:
А вот бромиды и иодиды – восстановители. После вытеснения галогеноводорода он тут же окисляется. Поэтому реакции концентрированной серной кислоты с бромидами и иодидами протекают с изменением степеней окисления.
Бромоводород и иодоводород окисляются так же, как и их соли:
Азотная кислота — окислитель.
Производство.
Сырье для производства азотной кислоты – аммиак. Три последовательные реакции окисления:
1. Каталитическое окисление аммиака:
Реакция экзотермическая, необратимая.
2. Окисление NO до NO2:
Реакция экзотермическая, обратимая.
3. Поглощение NO2 водой и одновременно его окисление:
Реакция экзотермическая, обратимая – по этой же схеме азотная кислота разлагается при хранении. Поэтому с течением времени прозрачная изначально азотная кислота буреет. Бурый цвет кислоте придает, образующийся при разложении NO2.
Если растворять NO2 в воде без доступа кислорода, то азот диспропорционирует:
Поэтому оксид азота (IV) NO2 мы относим к кислотным. Хоть у него и нет соответствующей кислоты, при растворении его в воде образуются HNO3 и HNO2.
Азотная кислота – жидкость с резким запахом. Свежая азотная кислота бесцветная. При хранении она разлагается и за счет бурого NO2 приобретает желтоватый цвет.
Важно знать, что азотная кислота летучая, легкокипящая, поэтому и имеет запах. А раз она летучая, то ее можно вытеснить из соли нелетучей кислотой, например, концентрированной серной:
Важно, чтобы нитрат был твердым, а серная кислота концентрированная – меньше воды. Чтобы азотная кислота испарялась, испаряется – значит покидает реакционную смесь, значит реакция идет до конца.
Химические свойства.
Свойства азотной кислоты в целом повторяют свойства концентрированной серной. Но с одной поправкой, в отличие от серной, азотная кислота и концентрированная, и разбавленная проявляет сильные окислительные свойства.
1. Взаимодействие с металлами.
До чего может восстанавливаться азот? Вспомним диаграмму степеней окисления азота:
Получиться может любой из этих продуктов. А на практике – несколько сразу. Мы рассмотрим упрощенный вариант: берем только преобладающий продукт и только два фактора, влияющие на глубину восстановления:
- Активность металла – чем активнее, тем глубже идет восстановление.
- Концентрация кислоты – разбавленная кислота восстанавливается глубже.
Еще больше упрощая берем только четыре продукта: NH4NO3, N2O, NO, NO2.
Наиболее глубокое восстановление дает разбавленная кислота и активный металл – NH4NO3.
Соответственно при взаимодействии концентрированной кислоты и малоактивного металла образуется NO2. Самое неглубокое восстановление.
Теперь нужно определить в каком случае будет N2O, а в каком NO. Фактор активности металла – решающий. С активным металлом и концентрированной кислотой будет N2O. А с малоактивным металлом и разбавленной кислотой образуется NO.
8Na + 10HNO3 конц → 8NaNO3 + N 2 O ↑ + 5H2O
Концентрированная азотная кислота пассивирует Fe, Cr, Al, как и концентрированная серная.
Чтобы провести реакцию нужно нагреть:
С разбавленной кислотой эти металлы реагируют и без нагревания:
2. Взаимодействие с неметаллами (C, P, B, S).
Неметаллы окисляются до высших кислот. Реагирует и концентрированная, и разбавленная азотная кислота. Неметаллы – не очень хорошие восстановители, поэтому кислота восстанавливается как в реакции с малоактивными металлами (образуются N2O и NO2).
В отличие от серной кислоты, очень концентрированная азотная кислота (безводная) окисляет при нагревании иод до иодноватой кислоты (HIO3):
3. Взаимодействие с галогенидами.
Эти реакции могут запутать, хотя ничего сложного в них нет. Вам нужно просто понять логику каждой из них.
На что следует опираться:
- Реакции могут быть либо окислительно-восстановительными, либо обменными.
- Помним, что фториды (F–) и хлориды (Cl–) – восстановители плохие, если быть точнее, то никакие. А бромиды (Br–) и иодиды (I–) – хорошие восстановители.
- HF – слабая кислота, HCl, HBr, HI – сильные.
Фториды металлов – это соли слабых кислот, поэтому сильная азотная кислота вытесняет фтороводород. И не важно концентрированная или разбавленная – это простая реакция обмена/p>
Фтороводород не реагирует с азотной кислотой. Реакция обмена невозможна и окислительно-восстановительная тоже: фторид – слабый восстановитель.
Хлориды металлов и хлороводород не реагируют с азотной кислотой. Хлорид ион – слабый восстановитель – не возможна ОВР. Хлориды металлов не реагируют, потому что соляная кислота – сильная (предыдущая плавиковая – слабая, если помните).
Бромиды и иодиды вступают с азотной кислотой в окислительно-восстановительное взаимодействие. Сами окисляются до простых веществ. Азотная кислота восстанавливается до NO2 если концентрированная, разбавленная – до NO, то есть так, как будто взаимодействует с малоактивным металлом.
http://chemege.ru/ximicheskie-svojstva-nemetallov/
http://distant-lessons.ru/kisloty-okisliteli.html