с какими неметаллами реагируют металлы

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.

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.

1.1. 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.

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.

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.

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO

Фтор реагирует с водой со взрывом:

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

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.

Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2

Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

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.

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.

1.1. 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

2Fe + O2→ 2FeO

4Fe + 3O2→ 2Fe2O3

3Fe + 2O2→ Fe3O4

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O2 → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

%D0%B3%D0%BE%D1%80%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5 %D0%B3%D1%80%D0%B0%D1%84%D0%B8%D1%82%D0%B0

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

%D0%B3%D0%BE%D1%80%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5 %D0%B3%D1%80%D0%B0%D1%84%D0%B8%D1%82%D0%B0

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

4FeS + 7O2→ 2Fe2O3 + 4SO2

Ca3P2 + 4O2→ 3CaO + P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

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

CS2 + 3O2→ CO2 + 2SO2

2CO + O2→ 2CO2

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

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.

1.1. 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.

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).

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

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.

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

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.

2С + N2 → N≡C–C≡N

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.

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.

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот :

Горение белого фосфора:

1563891421175447917

Горение красного фосфора:

%D0%B3%D0%BE%D1%80%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5 %D0%BA%D1%80%D0%B0%D1%81%D0%BD%D0%BE%D0%B3%D0%BE %D1%84%D0%BE%D1%81%D1%84%D0%BE%D1%80%D0%B0

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

Фосфор реагирует с бромом:

%D1%84%D0%BE%D1%81%D1%84%D0%BE%D1%80 %D1%81 %D0%B1%D1%80%D0%BE%D0%BC%D0%BE%D0%BC

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

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

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.

Серная кислота также окисляет фосфор:

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

%D0%BA%D1%80%D0%B0%D1%81%D0%BD%D1%8B%D0%B9 %D1%84%D0%BE%D1%81%D1%84%D0%BE%D1%80 %D1%81 %D0%B1%D0%B5%D1%80%D1%82%D0%BE%D0%BB%D0%B5%D1%82%D0%BE%D0%B2%D0%BE%D0%B9 %D1%81%D0%BE%D0%BB%D1%8C%D1%8E

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

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.

1.1. 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

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

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O2 → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

%D0%B3%D0%BE%D1%80%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5 %D0%B3%D1%80%D0%B0%D1%84%D0%B8%D1%82%D0%B0

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

%D0%B3%D0%BE%D1%80%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B5 %D0%B3%D1%80%D0%B0%D1%84%D0%B8%D1%82%D0%B0

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

ZnO + C → Zn + CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С + Fe3O4 → 3Fe + 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

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:

Химические свойства кремния

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

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

1.4. 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

Источник

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Свойства простых веществ:

Свойства сложных веществ:

Особенности протекания реакций:

Химические свойства неметаллов

1. Галогены

1) С кислородом из галогенов реагирует только фтор:

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

3) Все галогены взаимодействуют с водородом:

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

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

Если можем окислить металл:

5) Все галогены реагируют с металлами:

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

7) Не реагируют с оксидами

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

9) Диспропорционируют в растворах щелочей:

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

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

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

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

1) реагирует с кислородом:

2) Реагирует с водородом:

3) Реагирует с металлами

4) Реагирует со всеми неметаллами, :

S + N2 → реакция не идет

S + I2 → реакция не идет

5) Реагирует с кислотами-окислителями:

3. Азот (прочная тройная связь)

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

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

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

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

4. Фосфор

1) Реагирует с кислородом:

2) Не реагирует с водородом:

P + H2 → реакция не идет.

3) Диспропорционирует в растворах щелочей:

4) Реагирует с кислотами-окислителями:

5) Окисляется сильными окислителями:

6) Реагирует с металлами с образованием фосфидов:

7) Реагирует с серой, галогенами:

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

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

5. Углерод

1) Реагирует с кислородом:

2) Реагирует с водородом:

3) Реагирует с кислотами-окислителями:

4) Используется при получении фосфора:

6. Кремний

1) Реагирует с кислородом:

2) Не реагирует с водородом:

Si + H2 → реакция не идет.

3) Растворяется в щелочах:

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

Источник

Оцените статью
Самые лучшие ответы на вопрос "Какой"
Adblock
detector