266 составьте уравнения реакций характеризующих взаимодействие металлов с неметаллами

266 составьте уравнения реакций характеризующих взаимодействие металлов с неметаллами

FOR-DLE.ru — Всё для твоего DLE 😉
Привет, я Стас ! Я занимаюсь так называемой «вёрсткой» шаблонов под DataLife Engine.

На своем сайте я выкладываю уникальные, адаптивные, и качественные шаблоны. Все шаблоны проверяются на всех самых популярных браузерх.
Раньше я занимался простой вёрсткой одностраничных, новостных и т.п. шаблонов на HTML, Bootstrap. Однажды увидев сайты на DLE решил склеить пару шаблонов и выложить их в интернет. В итоге эта парочка шаблонов набрала неплохую популярность и хорошие отзывы, и я решил создать отдельный проект.
Кроме шаблонов я так же буду выкладывать полезную информацию для DataLife Engin и «статейки» для веб мастеров. Так же данный проект будет очень полезен для новичков и для тех, кто хочет правильно содержать свой сайт на DataLife Engine. Надеюсь моя работа вам понравится и вы поддержите этот проект. Как легко и удобно следить за обновлениями на сайте?
Достаточно просто зарегистрироваться на сайте, и уведомления о каждой новой публикации будут приходить на вашу электронную почту!

ПРОВЕРЬТЕ СВОИ ЗНАНИЯ
Упражнение 1. Общие химические свойства металлов — простых веществ можно обозначить одним химическим термином. Назовите его. Восстановители.

Упражнение 2. Перечислите общие химические свойства металлов. Подчеркните особенности взаимодействия металлов с растворами кислот и солей.
Взаимодействие металлов с неметаллами.
Взаимодействие металлов с водой.
Взаимодействие металлов с кислотами. Только металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
Взаимодействие металлов с растворами солей. Любой металл вытесняет из растворов солей все металлы, стоящие за ним правее, и, в свою очередь, может быть вытеснен расположенными левее. Это правило не распространяется на щелочные и щёлочноземельные металлы, поскольку они в первую очередь реагируют с водой, а не с солью в растворе.
Взаимодействие металлов с оксидами.

Упражнение 3. Если металл проявляет различные степени окисления, то укажите факторы, от которых зависит состав продукта взаимодействия металлов с неметаллами и растворами кислот и солей. От активности окислителей.
Приведите примеры.
Со слабыми окислителями такие металлы увеличивают степень окисления до +2, а с сильными окислителями — до +3:
Fe + HCl = FeCl2 + H2
Fe 0 + H +1 Cl ⟶ Fe +2 Cl2 + H2 0
Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu
Fe 0 + Cu +2 Cl2 ⟶ Fe +2 Cl2 + Cu 0
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Fe 0 + Сl2 0 ⟶ Fe +3 Cl3 -1

ПРИМЕНИТЕ СВОИ ЗНАНИЯ
Упражнение 1. От чего зависит скорость протекания химического процесса? От различных факторов, в том числе от природы реагирующих веществ (активности металлов) .
Расположите указанные металлы в порядке уменьшения скорости реакции с соляной кислотой: а) олово; б) железо; в) магний; г) цинк.
Ответ: в), г), б), а).

Упражнение 2. Охарактеризуйте химические свойства следующих металлов: а) калия; б) цинка; в) меди. Запишите уравнения соответствующих химических реакций. Рассмотрите их с точки зрения теории электролитической диссоциации и окисления-восстановления. В чём сходство и различия в свойствах перечисленных металлов?
а) калия;
1) Взаимодействие с неметаллами.
2K + S = K2S
K 0 + S 0 ⟶ K2 +1 S -2
Восстановитель K 0 -1ē ⟶ K +1 |1 |2 |2 — процесс окисления
Окислитель S 0 +2ē ⟶ S -2 |2 | | 1 — процесс восстановления
2) Взаимодействие с водой.
2K + 2H2O = 2KOH + H2
K 0 + H2 +1 O ⟶ К +1 OH + H2 0
Восстановитель K 0 -1ē ⟶ K +1 |1 |2 |2 — процесс окисления
Окислитель 2H +1 +2ē ⟶ H2 0 |2 | |1 — процесс восстановления
3) Взаимодействие с кислотами.
2K + 2HCl = 2KCl + H2
2K + 2H + + 2Cl — = 2K + + 2Cl — + H2
2K + 2H + = 2K + + H2
————————————
K 0 + H +1 Cl ⟶ 2K +1 Cl + H2 0
Восстановитель K 0 -1ē ⟶ K +1 |1 |2 |2 — процесс окисления
Окислитель 2H +1 +2ē ⟶ H2 0 |2 | |1 — процесс восстановления
4) Взаимодействие с оксидами.
2K + MgO = K2O + Mg
K 0 + Mg +2 O ⟶ K2 +1 O + Mg 0
Восстановитель K 0 -1ē ⟶ K +1 |1 |2 |2 — процесс окисления
Окислитель Mg +2 +2ē ⟶ Mg 0 |2 | |1 — процесс восстановления

б) цинка
1) Взаимодействие с неметаллами.
Zn + S = ZnS
Zn + S ⟶ ZnS
Восстановитель Zn 0 -2ē ⟶ Zn +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель S 0 +2ē ⟶ S -1 |2 | |1 — процесс восстановления
2) Взаимодействие с кислотами.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn + 2H + + 2Cl — ⟶ Zn 2+ + 2Cl — + H2
Zn + 2H + ⟶ Zn 2+ + H2
————————————
Zn 0 + H +1 Cl ⟶ Zn +2 Cl2 + H2 0
Восстановитель Zn 0 -2ē ⟶ Zn +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель 2H +1 +2ē ⟶ H2 0 |2 | |1 — процесс восстановления
3) Взаимодействие с растворами солей.
Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu
Zn + Cu 2+ + 2Cl — ⟶ Zn 2+ + 2Cl — + Cu
Zn + Cu 2+ ⟶ Zn 2+ + Cu
Восстановитель Zn 0 -2ē ⟶ Zn +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель Cu +2 +2ē ⟶ Cu 0 |2 | |1 — процесс восстановления
4) Взаимодействие с оксидами.
3Zn + Fe2O3 = 3ZnO + 2Fe
Zn 0 + Fe2 +3 O3 ⟶ Zn +2 O + Fe 0
Восстановитель Zn 0 -2ē ⟶ Zn +2 |2 |6 |3 — процесс окисления
Окислитель Fe +3 + 3ē ⟶ Fe 0 |3 | |2 — процесс восстановления

в) Меди
1) Взаимодействие с неметаллами.
Cu + S = CuS
Cu 0 + S 0 ⟶ Cu +2 S -2
Восстановитель Cu 0 -2ē ⟶ Cu +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель S 0 +2ē ⟶ S -2 |2 | |1 — процесс восстановления
2) Взаимодействие с растворами солей.
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
Cu + 2Ag + + 2NO3 — ⟶ Cu 2+ + 2NO3 — + 2Ag
Cu + 2Ag + ⟶ Cu 2+ + 2Ag
———————————
Cu 0 + Ag +1 NO3 ⟶ Cu +2 (NO3)2 + Ag 0
Восстановитель Cu 0 -2ē ⟶ Cu +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель Ag +1 +1ē ⟶ Ag 0 |1 | |2 — процесс восстановления
3) Взаимодействие с оксидами.
Cu + Ag2O = CuO + 2Ag
Cu + Ag2O ⟶ CuO + Ag
Восстановитель Cu 0 -2ē ⟶ Cu +2 |2 |2 |1 — процесс окисления
Окислитель Ag +1 +1ē ⟶ Ag 0 |1 | |2 — процесс восстановления

В чём сходство и различия в свойствах перечисленных металлов?
Сходство: все металлы реагируют с неметаллами, с растворами солей и оксидами.
Различие: имеют разную химическую активность. Калий, в отличие от цинка и меди, реагирует с водой, образуя щелочь. Калий и цинк, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

Упражнение 3. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам превращений:
а) Ва + N2 → Ва3N2;
3Ba+ N2 = Ba3N2
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Ba 0 + N2 0 → Ba +2 3N2 -3
Восстановитель Ba 0 -2e → Ba +2 |2|6|3 — процесс окисления
Окислитель N2 0 +6e → 2N -3 |6| |1 — процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы бария и азота. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 6. Это число 6, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2 и 6, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов бария и азота. Множители 3 и 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку эти элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы элемента азота в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, перед формулой двух соединений азота (N2, Ba3N2), а поскольку различным является индекс элемента бария ― ставим коэффициент 3 перед формулой бария.
В приведённой реакции барий — восстановитель, а азот — окислитель.

б) Са + Н2O → Са(ОН)2 + Н2;
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Сa 0 + Н2 +1 O → Ca +2 (OН)2 + Н2 0 ↑
Ca 0 — 2е → Ca +2 |2 |2 |1 ― процесс окисления
2H +1 + 2e → H2 0 | 2| | 1 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы кальция и водорода. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2 и 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов кальция и водорода. Множители 1 и 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элемент кальций изменил степень окисления полностью (в правой части схемы этот элемент ни в одном веществе не проявляет такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы этого элемента в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, перед формулой двух соединений кальция (Са, Са(OH)2). Поскольку элемент водород изменил степень окисления не полностью (в правой части схемы имеется вещество Са(ОН +1 )2, в котором этот элемент имеет такую же степень окисления, как в исходной веществе), поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, только перед формулой водорода. Подбираем коэффициенты для остальных соединений.
В приведённой реакции кальций — восстановитель, вода (за счёт атомов водорода в степени окисления +1) — окислитель.

в) Аl + НСl → АlCl3 + Н2;
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Al 0 + H +1 Cl → Al +3 Cl3 + H2 0
Восстановитель Al 0 -3e → Al +3 |3|6|2 — процесс окисления
Окислитель 2H 0 +2e → H2 0 |2| |3 — процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы алюминия и водорода. Находим наименьшее общее кратное для чисел 3 и 2. Это число 6, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 3 и 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов алюминия и водорода. Множители 2 и 3 являются искомыми коэффициентами. Поскольку эти элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы элемента алюминия в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 2 перед формулой двух соединений алюминия (Al, AlCl3), а поскольку различным является индекс элемента водорода ― ставим коэффициент 3 перед формулой водорода. Подбираем коэффициенты для остальных соединений.
В приведённой реакции алюминий — восстановитель, хлороводородная кислота (за счёт атомов водорода в степени окисления +1) — окислитель.

г) Sn + AgNO3 → Sn(NO3)2 + Ag.
Sn + 2AgNO3 = Sn(NO3)2 + 2Ag
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Sn 0 + Ag +1 NO3 → Sn +2 (NO3)2 + Ag 0
Sn 0 -2e → Sn +2 |2 |2 |1 ― процесс окисления
Ag +1 +1е → Ag 0 |1 | |2 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы олова и серебра. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 1. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2 и 1, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов олова и серебра. Множители 1 и 2 являются искомыми коэффициентами. Поскольку все элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы этих элементов в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, перед формулами двух соединений олова (Sn, Sn(NO3)2), а коэффициент 2 ― перед формулами двух соединений серебра (Ag(NO3)2, Ag).
В приведённой реакции олово — восстановитель, нитрат серебра (за счёт атомов серебра в степени окисления +1) — окислитель.

Упражнение 5. Запишите уравнения тех реакций, протекание которых возможно:
а) Co + ZnCl2 → ;
б) Ni + CuSO4 → ;
Ni + CuSO4 = NiSO4 + Cu
в) Mg + HCl → ;
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
г) Ag + HCl → ;
д) Au + CuO → ;
е) Zn + Hg(NO3)2 → .
Zn + Hg(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Hg

Упражнение 6. В 50 г воды растворили 2,74 г бария. Определите массовую долю гидроксида бария в полученном растворе.
Дано: m(Ва)=2,74 г, m (Н2О)=50 г
Найти: ω(Ва(ОН)2)-?
Решение
1. Количество вещества воды и бария массой 50 г и 2,74 г соответственно, рассчитываем по формуле: ʋ=m/M, где M ― молярная масса.
M(Н2О)=16 г/моль, М(Ва)=137 г/моль
ʋ( Н2О )=m( Н2О )/M( Н2О )=50 г : 18 г/моль=2,78 моль
ʋ(Ва)=m(Ва)/M(Ва)=2,74 г : 137 г/моль=0,02 моль
2. Составим химическое уравнение:
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2
По уравнению реакции 1 моль бария реагирует с 2 моль воды, поэтому с 0,02 моль бария прореагирует вдвое большый объем воды, то есть 0,04 моль. По условию задачи воды взяли 2,78 моль, следовательно вода взята в избытке, она реагирует не полностью, поэтому расчеты будем проводить по данным бария.
По уравнению реакции с 1 моль бария реагирует 2 моль воды и образуется 1 моль гидроксида, то есть количество вещества гидроксида одинаковое, а количество вещества воды вдвое больше, чем количество вещества бария, поэтому
ʋ(Ва(ОН)2)= ʋ(Ва)= 0,02 моль
ʋпрореаг.(H2O)=2 • ʋпрореаг.(Ва)= 2 • 0,02 моль=0,04 моль
3. Массу гидроксида бария и воды заданным количеством вещества рассчитываем по формуле: m=ʋ•M.
M(Ва(ОН)2)=171 г/моль
m( Ba(OH)2 )=ʋ( Ba(OH)2 )•M( Ba(OH)2 )=0,02 моль • 171 г/моль=3,42 г
mпрореаг.2О)=ʋпрореаг.2О)•M(Н2О)=0,04 моль • 18 г/моль=0,72 г
4. Рассчитываем массу раствора.
m(раствора)= m(Н2О)-mпрореаг.2О)+m(Ва(ОН)2)=50 г — 0,72 г + 3,42 г=52,7 г
5. Рассчитываем массовую долю гидроксида бария в растворе.
ω(Ва(ОН)2) =( m( Ва(ОН)2 ):m(раствора)) •100% =(3,42 г : 52,7 г) •100% =6,49%
Ответ: 6,49%

Упражнение 7. Рассчитайте массу алюминия, которая полностью прореагирует с 60,8 г оксида хрома (III). Какая масса хрома при этом получится?
Дано: m(Cr2O3)=60,8 г
Найти: m(Al)—?, m( Cr )—?
Решение
1-й способ
1. Количество вещества оксида хрома (III) массой 60,8 г рассчитываем по формуле: ʋ=m/M, где M ― молярная масса .
M(Cr2O3)=152 г/моль
ʋ( Cr2O3 )=m( Cr2O3 )/M( Cr2O3 )=60,8 г : 152 г/моль=0,4 моль
2. Составим химическое уравнение:
Cr2O3 + 2Al = Al2O3+ 2Cr
По уравнению реакции количество вещества алюминия и хрома в 2 раза больше, чем количества вещества оксида хрома (III) , поэтому:
ʋ( Al )= ʋ( Cr )= 2•ʋ( Cr2O3 )=2•0,4 моль=0,8 моль
3. Массу алюминия и хрома количеством вещества 0,8 моль рассчитываем по формуле: m=ʋ•M.
M( Al )=27 г/моль, M( Cr )=52 г/моль
m( Al )=ʋ( Al )•M( Al )=0,8 моль • 27 г/моль=21,6 г
m( Cr )=ʋ( Cr )•M( Cr )=0,8 моль • 52 г/моль=41,6 г
2-й способ
1. Составим химическое уравнение:
60,8 г х г у г
Cr2O3 + 2Al = Al2O3+ 2Cr
152 г 54 г 104 г
Над формулами соединений Cr2O3 , Al и Cr записываем приведенную в условии задачи массу оксида хрома (III) (60,8 г), неизвестную массу алюминия и хрома (х г и у г соответственно), а под формулами соединений ― массу соответствующего количества вещества согласно коэффициентам в химическом уравнении.
M(Cr2O3)=152 г/моль, масса 1 моль=152 г
M(Al)=27 г/моль, масса 1 моль=27 г, а масса 2 моль=54
M(Cr)=52 г/моль, масса 1 моль=52 г, а масса 2 моль=104 г
х= m( Al ) =54 г • 60,8 г : 152 г=21,6 г
у= m( Al ) =104 г • 60,8 г : 152 г=41,6 г
Ответ: 144 г магния и 41,6 г хрома

Упражнение 8. Почему раствор сульфата меди (II) нельзя хранить в оцинкованном железном ведре? Поскольку в ряде активности металлов, который более точно называют электрохимическим рядом напряжений металлов, цинк стоит левее меди, то есть является более активным металлом, чем медь, поэтому будет вытеснять медь из раствора её соли сульфата меди (II):
Zn + CuSO2 = ZnSO2 + Cu

Упражнение 9. Медную пластинку погрузили в раствор нитрата серебра. Через некоторое время масса пластинки увеличилась на 1,52 г. Определите массу серебра, выделившегося на пластинке.
Дано: масса медной пластинки mпластинки(Cu) после реакции увеличилась на 1,52 г за счет оседания на ней серебра m(Ag) и перехода в раствор меди M(Cu), то есть имеем:
mпластинки(Cu)+m(Ag)-m(Cu)=mпластинки(Cu)+1,52, отсюда
m(Ag)-m(Cu)=1,52
Найти: m( Ag )—?
Решение
1-й способ
Составим химическое уравнение:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
По химическому уравнению в реакцию вступает 1 моль Cu и образуется 2 моль Ag, поэтому вычисляем молярные массы веществ и, соответственно, массы 1 моль Cu и 2 моль Ag.
M(Cu)=64 г/моль, поэтому масса 1 моль m(Cu)=64 г
M(Ag)=108 г/моль, поэтому масса 1 моль=108 г, а масса 2 моль m(Ag)=216 г
По уравнение реакции разница масс составляет m(Ag)-m(Cu)= 216 г — 64 г=152 г
Для вычисления массы серебра оставляем пропорцию и решаем её:
разница масс 152 г возникает при выделении на пластинке 216 г Ag , а
разница масс 1,52 г ― х г Ag .
х = 216 г • 1,52 г : 152 г=2,16 г
2-й способ
1. Составим химическое уравнение:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
2. Вычислим количество вещества меди и серебра, участвующих в реакции, составив алгебраическое уравнение.
Обозначим количество вещества меди через х моль, то есть ʋ (Cu)=х моль. Тогда количество вещества серебра, по соотношению веществ в уравнении реакции, равно:
ʋ (Ag)=2 • ʋ (Сu)=2 • х моль=2х моль
Масса меди, которая переходит в раствор:
m(Сu)= ʋ (Cu) • M(Cu)=х моль • 64 г/моль=64х г
Масса серебра, что осела на пластинке:
m(Ag)= ʋ (Ag) • M(Ag)=2х моль • 108 г/моль=216х г
Масса пластинки после реакции:
216х — 64х=1,52
152х =1,52
х=1,52:152
х=0,01, то есть ʋ (Cu)=0,01 моль, а ʋ (Ag)=0,02 моль
2. Массу серебра, образовавшихся в результате реакции, рассчитываем по формуле: m=ʋ•M, где M ―молярная масса .
M(Ag)=108 г/моль
m(Ag)=ʋ(Ag)•M(Ag)=0,02 моль • 108 г/моль=2,16 г
3-й способ
1. Составим химическое уравнение:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
По уравнению реакции прореагировало 1 моль меди с образованием 2 моль серебра, поэтому соответственно:
ʋ(Cu)=1 моль
ʋ( Ag )=2 моль
2. Массу меди и серебра, образовавшихся в результате реакции, рассчитываем по формуле: m=ʋ•M, где M ― молярная масса .
M(Cu)=64 г/моль, M(Ag)=108 г/моль
m( Cu )=ʋ( Cu )•M( Cu )=1 моль • 64 г/моль=64 г
m( Ag )=ʋ( Ag )•M( Ag )=2 моль • 108 г/моль=216 г
3. Запишем соотношение масс меди и серебра и выразим массу меди через массу серебра.
m( Cu ): m( Ag ) = 64 : 216=1:3,375 отсюда по свойству пропорции имеем:
m( Cu ) • 3,375 = m( Ag ) • 1, отсюда
m( Cu ) = m( Ag )/ 3,375
4. Подставим полученое значение в выражение условия задачи и решим его:
m(Ag)-m( Ag )/3,375=1,52 умножим на 3,375
3,375 • m(Ag)-m( Ag )=5,0625
2,375 • m(Ag)=5,13
m(Ag)=5,13:2,375
m(Ag)= 2,16
Ответ: 2,16 г серебра

266 составьте уравнения реакций характеризующих взаимодействие металлов с неметаллами

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С НЕМЕТАЛЛАМИ

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

Взаимодействие с галогенами

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

Продуктом такой реакции является соль – галогенид металла ( MeFn -фторид , MeCln -хлорид, MeBrn -бромид, MeIn -иодид). При взаимодействии с металлом галоген восстанавливается до низшей степени окисления (-1), а n равно степени окисления металла.

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

Взаимодействие с кислородом

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

Активные металлы легко при обычных условиях взаимодействуют с кислородом воздуха.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (со вспышкой)

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

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

Оксиды металлов по химическим свойствам можно разделить на три группы:

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

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

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

Взаимодействие с серой

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

Взаимодействие с водородом

С водородом некоторые активные металлы образуют соединения – гидриды:

2 Na + H 2 → 2 NaH

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

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


источники:

http://www.chem-astu.ru/chair/study/metals/2_Metals-NonMetals.shtml

http://chemege.ru/ximicheskie-svojstva-nemetallov/