Уравнение металл и неметалл

Обновлено: 19.05.2024

Все Щ металлы, кроме Li, образуют не оксиды, а пероксиды:

Оксиды получают взаимодействием пероксидов с металлом:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O

2) Реагируют с водородом (подробнее)

3) Реагируют с водой (подробнее)

4) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

3Mg + 2P → Mg3P2 (t)

2Na + Cl2 → 2NaCl

5) Реагируют с некоторыми кислотными оксидами:

CO2 + 2Mg → 2MgO + C

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si

6) Магний как восстановитель используется в производстве кремния и некоторых металлов:

2Mg + TiCl4 → 2MgCl2 + Ti (t)

7) Реакции Щ и ЩЗ металлов с растворами солей или кислот не рассматриваются, так как эти металлы очень бурно взаимодействуют с водой, и суммарная реакция изменится.

2. Алюминий

1) Реагирует с кислородом: 4Al + 3O2 → 2Al2O3

2) Не реагирует с водородом (из металлов только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

3) Реагирует с водой, если удалить оксидную пленку:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2

4) Реагирует с щелочами с выделением водорода (также Be и Zn):

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

5) Реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

2Al + N2 → 2AlN (t)

6) Используется для восстановления менее активных металлов (алюмотермия):

3FeO + 2Al → 3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3

7) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Al + H2SO4 (р) → Al2(SO4)3 + H2

8) Вытесняет менее активные металлы из их солей:

2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu

9) На холоде пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот. При нагревании реагирует без выделения водорода:

Al + 4HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + NO

8Al + 30HNO3(разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O (при любой температуре, возможно образование N2O)

2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 2Al + 3H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + 3H2

3. Железо

1) Реагирует с кислородом:

3Fe + 2O2 → Fe3O4 (железная окалина)

В присутствии воды образуется ржавчина:
4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH)3

2) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Fe + H2 → реакция не идет

3) Реагирует с парами воды с образованием оксида:

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (t)

4) Не реагирует с щелочами

Fe + NaOH → реакция не идет

5) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

2Fe + 3F2 → 2FeF3 (образуется соль Fe +3 )

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (образуется соль Fe +3 )

2Fe + 3Br2 → 2FeBr3 (образуется соль Fe +3 )

Fe + I2 → FeI2 (образуется соль Fe +2 )

6) Реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода:

Fe + H2SO4 (разб.) → FeSO4 + H2

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

7) Вытесняет менее активные металлы из их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (образуется соль Fe +2 )

8) На холодe пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (т.е. реакция не протекает). При нагревании реагирует без выделения водорода:

Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 Fe + 4HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO 2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2

9) Соединения Fe +3 реагируют с железом, медью, восстанавливаясь до Fe +2 :

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

Fe3O4 + Fe → 4FeO

Fe2O3 + Fe → 3FeO

4. Хром

4Cr + 3O2 → 2Cr2O3

Cr + H2 → реакция не идет

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2 (t)

Cr + NaOH → реакция не идет

2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3 (образуется соль Fe +3 )

2Cr + 3Br2 → 2CrBr3 (образуется соль Fe +3 )

Cr + S → Cr2S3 (образуется соль Fe +3 )

Cr + H2SO4 (разб.) → CrSO4 + H2 Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

7) Пассивируется концентрированными растворами серной и азотной кислот (реакция идут только при нагревании)

Cr + 6HNO3(конц.) → Cr(NO3)3 + 3NO2 Cr + 4HNO3(разб.) → Cr(NO3)3 + NO

5. Медь

2) Реагирует с соединениями Cu +2 с образованием промежуточной степени окисления +1:

CuCl2 + Cu → 2CuCl

3) Не реагирует с водородом (только Щ и ЩЗ металлы взаимодействуют с водородом)

Cu + H2 → реакция не идет

4) Не реагирует с парами воды (так как находится в ряду напряжений после водорода):

Cu + H2O → реакция не идет

5) Не реагирует с щелочами

Cu + NaOH → реакция не идет

6) Реагирует с кислородом, серой, галогенами при нагревании:

Cu + Cl2 → CuCl2 (образуется соль Cu +2 )

Cu + Br2 → CuBr2 (образуется соль Cu +2 )

2Cu + I2 → 2CuI (образуется соль Cu +1 )

Cu + S → CuS (образуется соль Cu +2 )

7) Не реагирует с N2, C, Si.

8) Не реагирует с кислотами-неокислителями, так как находится правее водорода в ряду напряжений:

Cu + H2SO4(р) → реакция не идет.

9) Реагирует с кислотами-окислителями как слабый восстановитель:

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2

7. Цинк

1) Реагирует с кислородом: 2Zn + O2 → 2ZnO

3) Реагирует с парами воды, т.е. при сильном нагревании, с образованием оксида:

Zn + H2O → ZnO + H2

4) Реагирует с твердыми щелочами и растворами щелочей с выделением водорода (также Be и Al):

Zn + 2NaOH(тв.) → Na2ZnO2 + H2 (t)

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

5) Реагируют с галогенами, серой при нагревании:

Zn + H2SO4 (разб.) → ZnSO4 + H2

8) Реагирует с кислотами-окислителями:

4Zn + 5H2SO4(конц.) → 4ZnSO4 + H2S

Так как Zn находится примерно в центре ряда напряжений, то в реакциях с азотной кислотой могут образовываться разные продукты:

Уравнение металл и неметалл

Положение в периодической системе

1. Типичные металлы – s - элементы: IА - IIА группы (искл.Н)

2. Нетипичные металлы: р-элементы: IIIА гр. (кроме В), IV гр – Ge , Sn , Pb ; V гр.- Sb , Bi ; VI гр.- Po .

3. Переходные металлы: d -элементы – все элементы побочных подгрупп; f - элементы: лантоноиды, актиноиды.

У атомов металлов небольшое количество электронов (ē) на внешнем энергетическом уровне и большие радиусы атомов ( R )

Кристаллическая решетка – металлическая: состоит из чередующихся в пространстве атомов и положительных ионов, внутри-общие электроны– «электронный газ».

Тип химической связи – металлическая.

Металлические (восстановительные) свойства в группе (А п/гр) усиливаются (растет R атома _, и электроны легче отрываются), в периоде – ослабляются (растет заряд ядра, электроны внешнего уровня сильнее удерживаются).

Восстановительные свойства уменьшаются (активность металлов уменьшается)

Li, Cs,Rb,K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Co, Sn, Ni, Pb, H₂_, Cu, Ag, Hg, Pt, Au

Физические свойства

Наличие свободных электронов обуславливает:

Металлический блеск (непрозрачность)-ē отражают световые лучи, большинство металлов в порошкообразном состоянии теряют свой блеск, за исключением алюминия и магния.
Цвет Большинство металлов светло-серого цвета (Исключение: золото - желтое, медь- красная, цезий - светло-желтый)
Электропроводность (свободные ē приобретают направленное движение) Лучшие проводники электричества: Cu , Ag , далее Au , Al , Fe. С повышением температуры – электропроводность понижается, т.к. усиливаются колебания атомов, электронам трудно перемещаться.
Теплопроводность
Пластичность
Плотность ( Самый легкий - Li , самые тяжелые - Os и Ir)
Температура плавления ( самый легкоплавкий - Hg −39 °C , самый тугоплавкий – W 3410 °C )
Твердость (щелочные металлы можно резать ножом, самый твердый – Cr) Большинство металлов твердые, за исключением ртути и ,условно, франция.

Получение

· Пирометаллургия- получение из руд при высоких температурах при взаимодействии с хорошими восстановителями (H₂, CO,C и др.)

Выделяют два этапа: 1) Обжиг металлсодержащей руды; 2) Получение чистого металла

· Металлотермия- восстановление металлами (алюминотермия, кальцийтермия, магнийтермия и т.д.):

· Гидрометаллургия- соединения металлов переводят в раствор и восстанавливают:

· Электрометаллургия – электролиз растворов и расплавов:

Запомнить: Алюминий получают из оксида (глинозема, бокситов и т.д.) в расплаве криолита Na ₃ AlF ₆

Запомнить: Металлы никогда не вытесняют из Н N О_3(к) H ₂ SO _4(к) водород; они пассивируют Al , Cr , Fe

в) Взаимодействие с солями ( более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей )
CuCl ₂ + Fe = FeCl ₂ + Cu;
- но если металл взаимодействует с водой, то
CuCl ₂ +2К +2 H ₂ O = 2К Cl + Cu (ОН)₂↓+ Н₂↑; т.к.: 1) 2К + 2 H ₂ O = 2КОН+ Н₂ 2) CuCl ₂ +2КОН= Cu (ОН)₂↓+ 2К Cl
г) Взаимодействуют с оксидами металлов и неметаллов:

е)Другое:
Между собой образуют интерметаллические соединения, сплавы: Na ₂ Sb
С органическими веществами ( со спиртами, фенолами, карбоновыми кислотами и др. )

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:

2 Me + n Hal ₂ → 2 MeHal_n

Продуктом такой реакции является соль – галогенид металла ( MeF_n -фторид , MeCl_n -хлорид, MeBr_n -бромид, MeI_n -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 O_n .

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 S_n . 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».

Простые вещества

Простые веществаа — химические вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента, в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде; или, иначе говоря, химические элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ.

Химические вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента, в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде; или, иначе говоря, химические элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Прежде чем приступить к рассмотрению свойств простых веществ, необходимо вспомнить некоторые закономерности, характеризующие способность свободных атомов к перестройке электронной конфигурации. Так, у свободных атомов элементов III периода наблюдаются следующие тенденции:

Результатом реализации отмеченных тенденций, присущих свободным атомам, является образование соответствующих связей в простых веществах. Как известно, в периодах наблюдается постепенный переход от активных металлов (щелочные металлы) к типичным неметаллам (галогены).

При рассмотрении тех же тенденций у свободных атомов в группах периодической системы наблюдаем следующие изменения:

С указанными характеристиками свободных атомов можно связать усиление металлических свойств и ослабление неметаллических с ростом зарядов ядер у элементов одной и той же группы.

Металлы и неметаллы. Относительность деления простых веществ на металлы и неметаллы

Простые вещества, характеризующиеся атомным (ионным) строением и наличием свободных электронов, являются металлами. Эти вещества обладают металлическим блеском, электро- и теплопроводностью. По химическим свойствам металлы являются типичными восстановителями (т. е. легко отдают валентные электроны).

Все простые вещества, образованные атомами элементов дополнительных подгрупп, являются металлами.

Типичными неметаллами являются такие простые вещества^ которые, как правило, состоят из молекул с атомной и ковалентной связью. Не имея свободных электронов, неметаллы по физическим свойствам характеризуются отсутствием электронной проводимости, металлического блеска и т. п. По химическим свойствам многие из них являются энергичными окислителями, так как их атомы обладают сильной склонностью к присоединению электронов.

Рассмотрим фрагмент периодической системы, составленный из элементов главных подгрупп:

Как видно из этой схемы, типичные неметаллы располагаются в правом верхнем углу системы, а металлы — в ее левом нижнем углу.

Валентность перехода, или относительность деления на металлы и неметаллы, выражается в наличии ряда простых веществ, являющихся как бы полуметаллами. При обычных условиях простые вещества, образованные этими элементами, имеют незначительную электропроводность . Поэтому их нельзя отнести ни к неметаллам, ни к металлам. Иногда их называют металлоидами (т. е. неполными металлам). Атомы этих элементов в простом веществе соединяются ковалентными связями. При этом нередко образуются прямые кристаллические структуры, подобные структуре алмаза, в которых каждый атом связан с несколькими другими.

Следовательно, одна из причин относительности деления простых веществ на металлы и неметаллы тесно связана со знанием атомов элементов.

Другая причина относительности такого деления заключается в состоянии внешних условий. Так, при обычных условиях металлы, как известно, характеризуются наличием свободных электронов. Металлическая связь осуществляется и в твёрдом и в жидком состоянии. Но если перевести в пар при определённых условиях (высокие температуры и низкие давления), то он теряет свое характерное свойство — электропроводность. У неметаллов в условии высокого давления наоборот возникает электронная проводимость, что является результатом глубоких изменений в структуре вещества.

Таким образом, структура вещества, тип химической связи, простого вещества могут изменяться под воздействием соответствующих внешних условий. Хорошо известным примером такого рода изменений являются различия физических свойств у различных аллотропных модификаций одного и того же элемента.

Аллотропия

Способность одного и того же элемента существовать в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. В настоящее время известно около 400 простых веществ. Причина образования различных аллотропных видоизменений одного элемента кроется в возможности образования новых связей между атомами при изменении внешних условий. В результате образуются молекулы нового состава или новые кристаллические вещества, отличающиеся пространственным расположением атомов.

Так, например, существуют обыкновенный кислород и озон, отличающиеся друг от друга числом атомов в молекуле: кислород О₂, и озон О₃. Озон образуется при прохождении через воздух электрических разрядов.

Для серы известны два аллотропных видоизменения: ромбическая и призматическая сера. Выше температуры 95,6° С существует призматическая сера, ниже — ромбическая. Изменяется кристаллическая форма (ясно из названия) — изменяются и физические свойства.

Для олова переход одной модификации (серое олово) в другую (белое олово) совершается при температуре 18° С. Здесь также происходит изменение типа кристаллической решетки.

Наличие нескольких аллотропных видоизменений характерно для всех элементов четвертой группы. Рассмотрим, как влияет изменение структуры на физические свойства простых веществ элементов этой группы. Как известно, углерод и кремний принято относить к неметаллам, германий — к полупроводникам, олово и свинец — к металлам. Однако такое деление условно. В этом можно убедиться, рассмотрев, например, аллотропные видоизменения углерода.

В алмазе каждый атом углерода находится в центре правильной треугольной пирамиды (тетраэдр) и соединен ковалентными связями с четырьмя соседними атомами углерода (рис. 6). Таким образом, в таком кристаллическом веществе нет отдельных молекул (это понятие здесь теряет свой смысл). Связи между атомами углерода весьма прочны. Этим объясняется исключительно высокая твердость алмаза, высокая температура плавления и кипения.

В структуре графита плоские слои из атомов углерода расположены шестиугольниками. При этом расстояние между слоями больше расстояния между соседними атомами углерода, находящимися в одном слое (рис. 7). Для образования связей в шестиугольниках от каждого атома углерода требуется три электрона, четвертый же остается «свободным». Этим объясняется электропроводность графита. Поэтому графит используется для изготовления электродов.

Точно так же отличаются физическими свойствами кристаллические модификации олова: белое олово обладает электронной проводимостью, серое является полупроводником.

Выше мы отмечали, что переход одного аллотропного видоизменения в другое происходит при соответствующих условиях. Однако дело в том, что скорость указанного превращения, как правило, незначительна, различные простые вещества одного элемента могут сосуществовать.

рис. 6. Структура алмаза

Если различия между физическими свойствами аллотропных модификаций одного элемента нередко велико, то по химическим свойствам они чаще всего близки. Отличия касаются, главным образом, окислителей (озон — более активный окислитель), скорости реакции с участием простого вещества.

Понятие об окислительно-восстановительных процессах

При первоначальном знакомстве с химией рассматриваются четыре вида химических реакций: реакции соединения, разложения, замещения и двойного обмена.

Цифры над символами элементов означают окислительное число. Мы видим, что одни реакции (1, 3, 5, 6) идут с изменением окислительного числа элементов, другие (2, 4, 7) — без его изменения. На этой основе все химические реакции условно делят на два типа: реакции, идущие с изменением окислительного числа элементов — окислительно-восстановительные реакции — и реакции, течение которых не сопровождается изменением окислительного числа. Первые реакции играют огромную роль в жизни человека, в окружающем нас мире. Окислительно-восстановительные процессы имеют место при горении, дыхании, при получении серной кислоты из серы или сульфидов металлов, при выплавке металлов из руд, при коррозии металлов и сплавов, при работе химических источников электрической энергии.

Что же лежит в основе перечисленных выше процессов? Почему одни простые вещества легко вступают в реакцию друг с другом, тогда как другие нет.

В основе рассматриваемых процессов лежит такая перестройка электронной структуры атомов, составляющих соединение, которая ведет к изменению окислительного числа элементов. Таким образом, в этом случае, как правило, имеет место переход электронов от одних атомов, ионов, молекул к другим. Правда, иногда изменение окислительного числа сопровождается не передачей электронов от одного атома (иона) к другому, а смещением электронных пар:

(вертикальной линией условно обозначена середина межатомного расстояния в рассматриваемых молекулах).

В первом случае из двух простых веществ образуется ионное соединение, во втором — ковалентное полярное. Окислительное число элементов в простых веществах принимается равным нулю.

Окислительное число хлора и в поваренной соли, и в хлористом водороде равно -1, хотя указанные соединения различаются типом химической связи (что и представлено на схеме).

Окислителями называются вещества (атомы, ионы, молекулы), которые в ходе химической реакции присоединяют электроны или оттягивают их от других атомов. В только что рассмотренных примерах в качестве окислителя выступал хлор (С1₂). В результате реакции окислительное число хлора понизилось.

Восстановителями называются вещества (атомы, ионы, молекулы), вторые в ходе химической реакции отдают электроны для образования ионной или ковалентной связи. В тех же примерах в качестве восстановителей выступали соответственно натрий и водород. В результате реакции окислительное число восстановителей повысилось.

Принципиальная возможность электронной перестройки, наличие потенциального окислителя или восстановителя определяются строением атомов, строением вещества в целом.

Реализация этой возможности в общем случае находится в зависимости от многих факторов: наличия соответствующего партнера, концентрации окислителя и восстановителя, температуры, среды, в котоорой осуществляется реакция, и т. п.

Рассмотрим это на примере реакции взаимодействия двух простых веществ натрия и хлора:

2Na + С12 = 2NaCI

Как известно, для атомов натрия характерно «стремление» к отдаче электрона, для атомов хлора — к присоединению. Следовательно, в данном случае имеет место взаимодействие активного окислителя и активного восстановителя. Реакция осуществляется довольно легко: попаренная соль образуется с большим выделением тепла, в чём легко убедиться на практике. Процессы взаимодействия многих металлов с хлором идут самопроизвольно или при незначительном нагревании (для увеличения скорости реакции). Образовавшиеся при реакции ионы натрия (Na + ) и хлора (СI - ) обладают завершёнными электронными конфигурациями и поэтому, представляет себе возможность течения обратной реакции, мы понимаем, что Na + будет очень плохим окислителем, а СI - — плохим восстановителем. Для осуществления такой реакции потребуется значительная затрата энергии (высокие температуры). При обычных условиях натрий и хлор из поваренной соли получают электролизом расплава поваренной соли.

Ранее, рассматривая вопрос о положении водорода в периодической системы, мы указывали на сходство водорода как со щелочными металлами, так и с галогенами. Это сходство проявляется, в частности в том, что подобно щелочным металлам, водород может выступать в качестве восстановителя, но с другой стороны, подобно галогенам, способен быть и окислителем. Причина двух способов изменения электронной конфигурации нейтрального атома водорода заключается в особенности строения атомов I периода (первый энергетический уровень заполняется двумя электронами). Изменение

окислительного числа водорода можно представить следующим образом:

В первом случае водород выступает как восстановитель, во втором — как окислитель. Например:

Таким образом, мы прежде всего должны учитывать принципиальные возможности присоединять или отдавать электроны, т. е. возможности, прямо вытекающие из строения атомов и окислительного числа элемента в соединении. В нашем примере водород (Н₂) может выступать и в роли окислителя и в роли восстановителя. Какая из этих двух возможностей будет реализована, зависит от партнера по реакции, от того, с каким веществом (окислителем или восстановителем) будет взаимодействовать водород.

Как же связать окислительные и восстановительные свойства простых веществ с положением элементов в периодической системе? Рассмотрим конкретные примеры. Например, окислительная способность в ряду галогенов убывает от хлора к йоду:

Восстановительную способность металлов отражает ряд активности (напряжения) металлов который составлен с учетом последовательности вытеснения металлов из растворов их солей.

По-иному будет выглядеть ряд, иллюстрирующий способность металлов образовывать соединения с кислородом или азотом, водородом или фтором и т. д.

В группах периодической системы восстановительные свойства простых веществ, как правило, усиливаются, а окислительные — падают. Однако это общее положение нуждается в уточнении, когда мы приступаем к изучению некоторых конкретных примеров. Число реакций, в которых данный элемент может выступать, скажем, в качестве восстановителя, достаточно велико, а процесс окисления— восстановления зависит от многих факторов, которые мы пока еще не рассматривали.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

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

Br2 + Na2S → 2NaBr + S.

Если можем окислить металл:

Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3

5) Все галогены реагируют с металлами:

3F2 + 2Fe → 2FeF3

3Br2 + 2Fe → 2FeBr3

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

6) Галогены - сильные окислители, окисляют такие сложные вещества, как H2S, H2O2, NH3, SO2 и др:

Br2 + H2S → S + 2HBr

H2O2 + Cl2 → 2HCl + O2

3Cl2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Cl

7) Не реагируют с оксидами

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

10HNO3(конц.) + I2 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O (t)

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)

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:

S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2HNO3(разб.) → H2SO4 + 2NO

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)

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):

3) Реагирует с металлами с образованием нитридов (с Li без нагревания, с остальными - только при нагревании):

N2 + 2Al → 2AlN (t)

N2 + 3Mg → Mg3N2 (t)

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

4. Фосфор

Основные аллотропные модификации: красный (атомная кристаллическая решетка) и белый (P4, молекулярная кристаллическая решетка). Белый фосфор - ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор стабилен и ядовитым не является.

4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток O2)

4P + 5O2 → 2P2O5 (избыток O2)

2) Не реагирует с водородом:

P + H2 → реакция не идет.

3) Диспропорционирует в растворах щелочей:

P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)

4) Реагирует с кислотами-окислителями:

2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O

5HNO3(разб.) + 3P +2H2O → 3H3PO4 + 5NO

5) Окисляется сильными окислителями:

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl

6) Реагирует с металлами с образованием фосфидов:

7) Реагирует с серой, галогенами:

2P + 3Cl2 → 2PCl3 (недостаток Cl2)

2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток Cl2)

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

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

5. Углерод

3) Не взаимодействует с щелочами

C + NaOH → реакция не идет

4) Не взаимодействует с кислотами-неокислителями:

C + HCl → реакция не идет

C + H2SO4(разб.) → реакция не идет.

5) Реагирует с концентрированными растворами кислот-окислителей:

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(разб.) → реакция не идет.

6) Используется при получении фосфора:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 5CO

6. Кремний

Si + O2 → SiO2 (кварц, песок)

Si + H2 → реакция не идет.

3) Растворяется в щелочах:

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

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

Читайте также: