Запишите уравнение реакций водорода с неметаллом

Запишите уравнения реакций водорода с неметаллом и оксидом металла, оксидов углерода (4) и кремния (4) со щелочью?

Химия | 10 — 11 классы

Запишите уравнения реакций водорода с неметаллом и оксидом металла, оксидов углерода (4) и кремния (4) со щелочью.

Определите степени окисления и укажите окислитель и восстановитель.

1) водород + неметалл

H2(0) + S(0) — — > H2S сероводород ( реакция при t, обратимая)

восстановитель H2(0) — 1е — — > H + 1

окислитель S(0) + 2е — — > S — 2

2) водород + оксид металла ( используется в пирометаллургии)

CuO + H2 — — > Cu + H2O

CuO — окислитель за счет Cu( + 2) + 2е — — > Cu (0)

H2 восстановитель за счет H2(0) — 2е — — > 2H( + 1)

3) оксид углерода(4) + щелочь = соль + вода

CO2 + 2NaOH — — > Na2CO3 + H2O

4) оксид кремния(4) + щелочь = соль + вода

SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O

последние две реакции (3 и 4 ) не являются овр, т.

К. элементы не изменяют свою степень окисления, следовательно, не будет окислителя и восстановителя.

Работа над ошибками по темам :«Получение металлов в промышленности», «Коррозия металлов», «Решение задач с долей выхода продукта реакции»?

Работа над ошибками по темам :

«Получение металлов в промышленности», «Коррозия металлов», «Решение задач с долей выхода продукта реакции».

1. а) Составьте уравнение реакции получения хрома из оксида хрома (III) алюминотермическим способом.

Обозначьте степени окисления элементов и укажите окислитель и восстановитель.

Б) Напишите уравнения реакций восстановления оксидом углерода (II) свинца из оксида свинца (IV).

Обозначьте степени окисления элементов и укажите окислитель и восстановитель.

2. Решите задачу : Какую массу марганца можно получить при восстановлении 9 г оксида марганца (IV) алюмотермическим способом, массовая доля выхода составляет 90%?

Химия 9 класс срочноо, заранее спасибо).

Напишите пожалуйста уравнений реакций взаимодействий воды са)с оксидами металлов : оксидом кальция, оксидом литияб) с оксидом неметаллов : оксидом фосфора и оксидом серыв) с металлами : лития(активным?

Напишите пожалуйста уравнений реакций взаимодействий воды с

а)с оксидами металлов : оксидом кальция, оксидом лития

б) с оксидом неметаллов : оксидом фосфора и оксидом серы

в) с металлами : лития(активным металлам) и железом.

Определите в следующих реакциях окислитель и восстановитель, укажите, как изменяются их степени окисления?

Определите в следующих реакциях окислитель и восстановитель, укажите, как изменяются их степени окисления.

P2O5 + 5C = 2P + 5Co.

Подпишите уравнение реакции, проставьте степени окисления, укажите окислитель и восстановитель : AI₂O₃ + CO→?

Подпишите уравнение реакции, проставьте степени окисления, укажите окислитель и восстановитель : AI₂O₃ + CO→.

Оксид деоксида кремния и его степень окисления формулу пожалуйста?

Оксид деоксида кремния и его степень окисления формулу пожалуйста.

Ребят, уравнения надо составить?

Ребят, уравнения надо составить.

СО с водой, щелочью, основными оксидами, металлами, неметаллами.

То же самое с СО2.

С водой, щелочью, основными оксидами, металлами, неметаллами.

Составьте уровнения реакций между углеродом и следкщими оксидами : оксид железа 3, оксид вольфрама 6, оксид свинца 4?

Составьте уровнения реакций между углеродом и следкщими оксидами : оксид железа 3, оксид вольфрама 6, оксид свинца 4.

Укажите окислитель и восстановитель.

Запишите в виде химических уравнений : При взаимодействии оксида кремния( IV) с углеродом образуется кремний и оксид углерода(IV)?

Запишите в виде химических уравнений : При взаимодействии оксида кремния( IV) с углеродом образуется кремний и оксид углерода(IV).

Помогите пожалуйста написать уравнение Оксид Углерода 2, Оксид Углерода 4, Оксид Кремния 4?

Помогите пожалуйста написать уравнение Оксид Углерода 2, Оксид Углерода 4, Оксид Кремния 4.

Составьте уравнение реакции взаимодействия хлора с а)натрием?

Составьте уравнение реакции взаимодействия хлора с а)натрием.

Укажите окислитель, восстановитель.

Ионную химическую связь имеют все вещества в ряду :а) кислоты, щелочи, солиб)оксиды металлов, оксиды неметаллов, простые вещества газыв)соли, оксиды неметаллов, кислотыг)соли, щелочи, оксиды металлов?

Ионную химическую связь имеют все вещества в ряду :

а) кислоты, щелочи, соли

б)оксиды металлов, оксиды неметаллов, простые вещества газы

в)соли, оксиды неметаллов, кислоты

г)соли, щелочи, оксиды металлов.

На этой странице находится вопрос Запишите уравнения реакций водорода с неметаллом и оксидом металла, оксидов углерода (4) и кремния (4) со щелочью?, относящийся к категории Химия. По уровню сложности данный вопрос соответствует знаниям учащихся 10 — 11 классов. Здесь вы найдете правильный ответ, сможете обсудить и сверить свой вариант ответа с мнениями пользователями сайта. С помощью автоматического поиска на этой же странице можно найти похожие вопросы и ответы на них в категории Химия. Если ответы вызывают сомнение, сформулируйте вопрос иначе. Для этого нажмите кнопку вверху.

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

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H₂).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н₂ является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H₂ даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal₂.

Галоген

Физические свойства

F₂Светло-желтый газ с резким раздражающим запахомCl₂Желто-зеленый газ с резким удушливым запахомBr₂Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахомI₂Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

HCl + HClO» width=»225″ height=»28″/>

HBr + HBrO» width=»225″ height=»28″/>

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

5NaI + NaIO3 + 3H2O» width=»341″ height=»62″/>