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
Степень окисления в неорганической химии
Главная > Документ
Информация о документе | |
Дата добавления: | |
Размер: | |
Доступные форматы для скачивания: |
2. Неметалл + неметалл = бинарное соединение.
Чаще всего неметаллы реагируют с другими неметаллами при нагревании, образуя бинарные соединения (неметалл с более низкой электроотрицательностью выступает как восстановитель, с более высокой – как окислитель). Исключение составляют реакции между галогенами (кроме F 2 ) и кислородом, поэтому оксиды галогенов получают косвенными способами. F 2 , как самый активный неметалл, при обычных условиях реагирует со всеми неметаллами (с Н 2 со взрывом).
F 2 + H 2 = 2HF (так же с Н 2 реагируют Cl 2 , Br 2 и I 2 ), F 2 + O 2 = O 2 F 2 ,
2H 2 + O 2 = 2H 2 O, H 2 + S = H 2 S,
2S + C = CS 2 , S + O 2 = SO 2 ,
2C + O 2 (недост.) = 2CO, C + O 2 (изб.) = CO 2 ,
2P + 3Cl 2 (недост.) = 2PCl 3, 2P + 5Cl 2 (изб.) = 2PCl 5 ,
4P + 3O 2 (недост.) = 2P 2 O 3 , 4P+ 5O 2 (изб.) = 2P 2 O 5 ,
3. Металл (в ряду напряжений до Al) + H 2 O = гидроксид + H 2 .
Металл (в ряду напряжений от Мn до H 2 ) + H 2 O оксид + H 2 .
Металл (в ряду напряжений после H 2 ) + H 2 O (нет реакции).
Металлы, стоящие в ряду напряжений по Al включительно, взаимодействуют с водой при обычных условиях, образуя гидроксид металла и водород (Mg реагирует при нагревании, Al – при снятии плотной пленки оксида Al 2 O 3 , Be с водой не взаимодействует). Например:
2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2 .
Металлы, стоящие в ряду напряжений от Al до Н 2 , взаимодействуют с перегретым паром, образуя водород и оксид металла:
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 , 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2 .
Металлы, стоящие в ряду напряжений после Н 2 , с водой не взаимодействуют:
Cu + H 2 O (нет реакции).
4. Неметалл + вода.
При обычных условиях с водой взаимодействует только F 2 . При этом образуется cложная смесь веществ, т.к. выделяющийся атомарный кислород обладает высокой химической активностью:
F 2 + H 2 O = 2HF + O (H 2 O + O = H 2 O 2 , O + O 2 = O 3 , O + F 2 = OF 2 ).
Частично с водой взаимодействуют Cl 2 и Br 2 , однако равновесие этих реакций сильно смещено влево:
Cl 2 + H 2 O HCl + HСlO, Br 2 + H 2 O HBr + HBrO.
Иногда этими реакциями пренебрегают, считая, что имеют дело с растворами Cl 2 и Br 2 в воде – хлорной и бромной водой.
При высокой температуре некоторые неметаллы реагируют с водяным паром:
С + H 2 O = CO + H 2 , Si + 2H 2 O = SiO 2 + 2H 2 .
Взаимодействие металлов и неметаллов с другими соединениями будет изучено позже.
П р о в е р ь с е б я
Упражнение 1. Стрелками отметь результаты взаимодействия воды с металлами.
Упражнение 2. Закончи уравнения реакций:
Упражнение 3. Определи, о каких элементах идет речь:
а) элемент А – жидкий при н.у. металл . ;
б) неметалл Б при взаимодействии с водяным паром образует песок . ;
в) элемент В образует два газообразных простых вещества . ;
г) элемент Г образует самое легкое газообразное при н. у. простое вещество . ;
д) оксид элемента Д – самый распространенный на Земле . .
Упражнение 4. Составь уравнения реакций согласно схемам (в отдельной тетради):
а) С H 2 NaH H 2 H 2 O KOH;
б) Cl 2 HCl H 2 H 2 O HCl;
в) N 2 Ca 3 N 2 NH 3 .
Упражнение 5. По схемам реакций определи вещества A, В и С (А и В – простые, т.е. состоят из атомов одного элемента):
A + B H 2 O, B + Cl 2 C. . .
7.1. Kлассификация оксидов
Оксиды – соединения атомов двух элементов, один из которых кислород в степени окисления –2.
В оксидах атомы кислорода связаны только с атомами другого элемента и не связаны друг с другом. Соединения, содержащие в своем составе непосредственно связанные друг с другом атомы кислорода (–О–О–), называют пероксидами .
Не образуют оксидов только Hе, Ne, Аr и F. Различают высшие оксиды , в которых атом элемента проявляет высшую степень окисления (обычно равна номеру группы, в которой находится элемент), и низшие оксиды – те, в которых атом элемента проявляет низшую степень окисления. Оксиды, содержащие атомы элемента в разных степенях окисления, называют двойными, например:
Fe 3 O 4 FeO•Fe 2 O 3 , Mn 3 O 4 MnO•Mn 2 O 3 , Pb 2 O 3 PbO•PbO 2 .
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие (образуют соли при взаимодействии с кислотами и/или щелочами) и несолеобразующие (не образуют солей, безразличны к кислотам и щелочам; к ним относятся СO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O).
Многие солеобразующие оксиды присоединяют воду. Этот процесс называется гидратацией, а его продукты – гидратами оксидов, или гидроксидами (содержат одну или несколько гидроксигрупп –ОН).
Некоторые оксиды с водой не взаимодействуют, их гидроксиды можно получить косвенным путем.
Оксид и гидроксид соответствуют друг другу, если содержат один и тот же элемент с одной и той же степенью окисления атома.
Солеобразующие оксиды разделяют на осн о вные, кислотные и амфотерные в зависимости от типа соответствующего гидроксида. Kислотно-осн о вные свойства родственных оксидов и гидроксидов (Na 2 O и NaOH, SO 3 и H 2 SO 4 ) cовпадают.
Основными называют оксиды, которым соответствуют гидроксиды – основания.
Kислотными называют оксиды, которым соответствуют гидроксиды – кислоты.
Амфотерными называют оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды.
Неметаллы образуют только кислотные и несолеобразующие оксиды; металлы образуют все осн о вные, все амфотерные и некоторые кислотные оксиды. Многие металлы побочных подгрупп, имеющие в соединениях переменную с.о. атомов, могут образовывать несколько оксидов и гидроксидов, характер которых зависит от с.о. атома элемента. С ростом степени окисления атома элемента его электроотрицательность растет. Соответственно растут неметаллические свойства элемента, а также кислотные свойства его оксида и гидроксида.
Оксиды металлов в с.о. атомов +1 (Na 2 O, K 2 O и др.), а также большинство оксидов металлов в с.о. атомов +2 (FeO, MgO и др.) являются осн о вными. Исключения: BeO, ZnO, PbO, SnO – амфотерные. Большинство оксидов металлов в с.о. атомов +3 и +4 – амфотерные (Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , SnO 2 , PbO 2 и др.). Оксиды металлов в с.о. атомов +5, +6, +7, +8 – кислотные (Mn 2 O 7 , CrO 3 , Sb 2 O 5 и др.) (схема 1).
П р о в е р ь с е б я
Упражнение 1. Выбери из списка формулы оксидов, назови их и составь их графические формулы (в оксидах число связей Э–О равно с.о. атома элемента, связей О–О нет):
H 2 O, CO 2 , As 2 O 3 , P 2 O 5 , SO 2 , OF 2 , H 2 O 2 , I 2 O 7 ,
HClO, SO 3 , Na 2 O 2 , KO 2 , KO 3 , P 4 O 6 , P 4 O 10 , СO.
Упражнение 2. Составь графические формулы веществ:
углекислый газ, угарный газ, веселящий газ, негашеная известь, глинозем, жженая магнезия, кремнезем, сернистый газ.
Упражнение 3. Не обращаясь к периодической системе (ПС), определи, в какой группе находятся химические элементы, образующие высшие оксиды:
PbO 2 – ………. , Sb 2 O 5 – ………. , TeO 3 – ………. ,
Mn 2 O 7 – ………. , OsO 4 – ………. , Sc 2 O 3 – ………. .
Упражнение 4. Составь формулы высших оксидов элементов с порядковыми номерами 14, 34, 41, 75, 33, 50, 40, назови их и определи их характер (основный, кислотный, амфотерный, несолеобразующий).
Упражнение 5. Изобрази графические формулы и укажи характер оксидов:
а) азота со степенями окисления атома +1, +2, +3, +5;
б) хлора со степенями окисления атома +1, +3, +5, +7;
в) марганца со степенями окисления атома +2, +3, +4, +7.
Упражнение 6. Составь формулы и укажи характер высших оксидов всех элементов: а) VIа группы ПС; б) 3-го периода ПС. Kакая существует закономерность в изменении свойств высших оксидов элементов одного периода?
Упражнение 7. Определи элементы по следующим данным:
а) элемент 3-го периода, высший оксид – Э 2 О 5 , ……………………. ;
б) элемент 2-го периода, высший оксид – ЭО 2 , …………………….. ;
в) элемент V группы ПС, образует высший оксид, в котором суммарное число протонов в молекуле меньше 80, а суммарное число электронов больше 55, …………………. ;
г) элемент Х образует два бинарных соединения с кислородом, ни одно из которых оксидом не является, …………………. ;
д) элемент Y образует два газообразных оксида (с.о. равны +2 и +4), один из них – несолеобразующий …………………….. ;
е) элемент Z в виде простого вещества входит в состав земной атмосферы, образует два несолеобразующих оксида и несколько солеобразующих …………………………. .
Упражнение 8. Используя литературные источники, определи агрегатное состояние, цвет и летучесть следующих оксидов:
SO 2 , SO 3 , NO 2 , N 2 O 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O, Cl 2 O 7 , HgO, WO 3 , Mn 2 O 7 , MnO 2 ,
Fe 2 O 3 , FeO, Cr 2 O 3 , CrO 3 , ZnO, CuO, Cu 2 O, SnO 2 , P 2 O 3 , P 2 O 5 .
7.2. Оксиды и соответствующие им гидроксиды
Программа деятельности № 4
«Составление формулы оксида, соответствующего гидроксиду»
1) Определи степень окисления атома элемента в гидроксиде
2) Составь формулу оксида элемента с найденной степенью окисления атома (с.о. атома кислорода в оксиде равна –2)
Программа деятельности № 5
«Составление формулы гидроксида, соответствующего оксиду»
Программа деятельности № 6
«Составление графической формулы гидроксида»*
* Для гидроксидов, в составе которых один атом «гидроксидобразующего» элемента.
7.3. Несолеобразующие оксиды
Несолеобразующие оксиды (СO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O) в химические реакции вступают редко, они безразличны к кислотам и щелочам и не имеют соответствующих гидроксидов. Наибольший интерес представляет СО, который при высокой температуре восстанавливает многие металлы и неметаллы из их оксидов.
CO + CuO = Cu + CO 2 , 4CO + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4CO 2 ,
CO + H 2 O H 2 + CO 2 , 5CO + P 2 O 5 = 2P + 5CO 2 .
П р о в е р ь с е б я
Упражнение 1. Составь графические формулы оксидов, соответствующих гидроксиду:
а) HNO 3 ; б) H 4 P 2 O 7 ; в) Cr(OH) 3 ; г) H 2 Cr 2 O 7 ; д) HNO 2 ; е) H 2 SO 3 .
Упражнение 2. Составь графические формулы гидроксидов, соответствующих оксиду:
а) N 2 O 3 ; б) P 2 O 5 ; в) NO 2 ; г) BeO; д) CrO 3 ; е) CO; ж) СO 2 ; з) Co 2 O 3 ; и) Cl 2 O 7 .
Упражнение 3. Заполни таблицу, составь формулы оксидов, гидроксидов и солей, соответствующих друг другу (кислота и соответствующая ей соль имеют одинаковый кислотный остаток; основание и соответствующая ему соль имеют одинаковый катион).
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ
Описание: Основные химические свойства неметаллов.Применение неметаллов. Основные химические свойства неметаллов Неметаллы за исключением инертных газов химически активные вещества.
Дата добавления: 2015-01-19
Размер файла: 13.62 KB
Работу скачали: 78 чел.
Поделитесь работой в социальных сетях
Если эта работа Вам не подошла внизу страницы есть список похожих работ. Так же Вы можете воспользоваться кнопкой поиск
Тема № 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ
1. Основные химические свойства неметаллов.
2.Оксиды неметаллических элементов.
3.Распространение неметаллических элементов в природе.
1. Основные химические свойства неметаллов
Неметаллы (за исключением инертных газов) химически активные вещества.
В реакциях с металлами атомы неметаллических элементов присоединяют электроны, а в реакциях с неметаллами образуют совместные электронные пары.
Узнать, к какому атому смещаются общие электронные пары, помогает ряд электроотрицательности:
F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si
- Взаимодействие неметаллов с металлами :
2Mg + O 2 = 2MgO (магний оксид)
6Li + N 2 = 2Li 3 N (литий нитрид)
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (алюминий хлорид)
Ca + H 2 = CaH 2 (кальций гидрид)
Fe + S = FeS ( ферум (II) сульфид )
При взаимодействии неметаллов с металлами образуются бинарные соединения с ионной химической связью.
2 . Взаимодействие неметаллов с кислородом :
С + О 2 = СО 2 (карбон (IV) оксид)
S + O 2 = SO 2 (c ульфур (IV) оксид )
Продуктами взаимодействия неметаллов с кислородом являются бинарные соединения с ковалентной полярной связью оксиды , в которых кислород имеет степень окисления — 2.
3. Взаимодействие неметаллов с водородом :
H 2 + Cl 2 = 2HCl (гидроген хлорид или хлороводород)
H 2 + S = H 2 S (гидроген сульфид или сероводород)
При взаимодействии неметаллов с водородом образуются летучие (газообразные или жидкие) бинарные соединения с ковалентной полярной связью.
4. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами :
С + 2S = CS 2 (карбон (IV) сульфид)
Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (силиций (IV) хлорид)
Продуктами взаимодействия двух неметаллов являются вещества с различным агрегатным состоянием, которые имеют ковалентный тип химической связи.
- Оксиды неметаллических элементов
Оксиды неметаллических элементов делят на:
а) солеобразующие (их большинство) и
б) несолеобразующие (СО, NO, N 2 O, H 2 O).
Среди оксидов есть газообразные вещества (СО, СО 2 , SO 2 ), твердые вещества (Р 2 О 5 ), жидкости (H 2 O, Сl 2 O 7 ).
Во всех без исключения оксидах атомы неметаллических элементов, соединенные с Оксигеном, имеют положительные степени окисления.
Большинство оксидов неметаллических элементов кислотные . Они взаимодействуют:
- с водой с образованием кислот,
- с основными и амфотерными оксидами с образованием солей,
- с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием солей и воды.
- Распространение неметаллических элементов в природе
Неметаллы более распространены в природе, чем металлы.
В состав воздуха входят: азот, кислород, инертные газы.
Месторождения самородной серы в Прикарпатье одни из крупнейших в мире.
Промышленным месторождением графита в Украине является Завальевское месторождение, сырье которого использует Мариупольский графитовый комбинат.
В Житомирской области, на Волыни обнаружены залежи пород, которые могут содержать алмазы, однако промышленные месторождения пока еще не открыты.
Атомы неметаллических элементов образуют различные сложные вещества, среди которых доминируют оксиды, соли.
— обмен веществ и энергии,
— превращение жидких жиров в твердые,
— сварка и резка тугоплавких металлов,
— восстановление металлов из руд.
— получение сульфатной кислоты,
— изготовление резины из каучука,
— изготовление лекарственных препаратов.
— составляющая нейтронопоглощающих материалов ядерных реакторов,
— защита поверхностей стальных изделий от коррозии,
— в полупроводниковой технике,
— изготовление преобразователей тепловой энергии в электрическую.
— для производства аммиака,
— для создания инертной среды при сварке металлов,
— в вакуумных установках,
— в качестве хладагента в морозильных установках,
— белый — для производства красного фосфора,
— красный — для производства спичек.
— в электронике и электротехнике для изготовления:
— для изготовления сплавов.
— производство хлоридной кислоты,
— мономеров для производства пластмасс,
— как дезинфицирующее средство.
— изготовление инструментов для бурения и резки,
— литейное, металлургическое, радиотехническое производство,
— в нефтегазодобывающей промышленности для буровых работ,
— изготовление антикоррозионных покрытий,
— замазок, уменьшающих силу трения,
Адсорбция способность некоторых веществ (в частности углерода) удерживать на своей поверхности частицы других веществ (газа или растворенного вещества).
На адсорбционной способности углерода базируется его использование в медицине в лечебных целях это таблетки или капсулы активированного угля. Их применяют внутрь при отравлении.
Чтобы вернуть адсорбенту способность к адсорбции и изъять адсорбированное вещество, достаточно нагрева.
Адсорбционную способность углерода использовал М.Д. Зелинский в изобретенном им в 1915 угольном противогазе средстве индивидуальной защиты органов дыхания, лица и глаз человека от воздействия вредных веществ. В 1916 было налажено промышленный выпуск противогазов, что спасло жизнь сотен тысяч солдат во время Первой мировой войны. Усовершенствованный противогаз применяется и сейчас.
Напишите реакции взаимодействия: а) кремния с кислородом; б) кремния с водородом; в) цинка с хлором; г) фосфора с хлором. Назовите полученные соединения.
http://gigabaza.ru/doc/94515-p5.html
http://refleader.ru/bewpolqasrna.html