Металлы: общая характеристика металлов и сплавов. Химические свойства простых веществ металлов и неметаллов

Видеоурок 1: Неорганическая химия. Металлы: щелочные, щелочноземельные, алюминий

Видеоурок 2: Переходные металлы

Лекция: Характерные химические свойства и получение простых веществ - металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)

Химические свойства металлов

Все металлы в химических реакциях проявляют себя, как восстановители. Они легко расстаются с валентными электронами, окисляясь при этом. Вспомним, что, чем левее располагается металл в электрохимическом ряду напряженности, тем более сильным восстановителем он является. Следовательно, самый сильный - это литий, самый слабый - золото и наоборот, золото - самый сильный окислитель, а литий - самый слабый.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Все металлы вытесняют из раствора солей другие металлы, т.е. восстанавливают их. Все, кроме щелочных и щелочноземельных, так как они взаимодействуют с водой. Металлы, расположенные до Н, вытесняют его из растворов разбавленных кислот, а сами растворяются в них.

Рассмотрим некоторые общие химические свойства металлов:

Взаимодействие металлов с кислородом образует основные (СаО, Na 2 O, 2Li 2 O и др.) или амфотерные (ZnO, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и др.) оксиды.
Взаимодействие металлов с галогенами (главная подгруппа VII группы) образует галогеноводородные кислоты (HF - фтороводород, HCl - хлороводород и др.).
Взаимодействие металлов с неметаллами образует соли (хлориды, сульфиды, нитриды и др.).
Взаимодействие металлов с металлами образует интерметаллиды (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni и др.).
Взаимодействие активных металлов с водородом образует гидриды (NaH, CaH 2, KH и др.).
Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой образует щелочи (NaOH, Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 и др.).
Взаимодействие металлов (только, стоящих в электрохимическом ряду до Н) с кислотами образует соли (сульфаты, нитриты, фосфаты и др.). Следует иметь ввиду, что металлы реагируют с кислотами достаточно неохотно, тогда как с основаниями и солями взаимодействуют практически всегда. Для того, чтобы реакция металла с кислотой прошла нужно, чтобы металл был активным, а кислота сильной.

Химические свойства щелочных металлов

К группе щелочных металлов относятся следующие химические элементы: литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). С перемещением сверху вниз по группе I Периодической таблицы их атомные радиусы увеличиваются, а значит возрастают металлические и восстановительные свойства.

Рассмотрим химические свойства щелочных металлов:

Не имеют признаков амфотерности, так как обладают отрицательными значениями электродных потенциалов.
Самые сильные восстановители среди всех металлов.
В соединениях проявляют только степень окисления +1.
Отдавая единственный валентный электрон, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
Образуют многочисленные ионные соединения.
Практически все растворяются в воде.

Взаимодействие щелочных металлов с другими элементами:

1. С кислородом, образуя индивидуальные соединения, так оксид образует только литий (Li 2 O), натрий образует пероксид (Na 2 O 2), а калий, рубидий и цезий - надпероксиды (KO 2 , RbO 2 , CsO 2).

2. С водой, образуя щелочи и водород. Помните, эти реакции взрывоопасны. Без взрыва с водой реагирует только литий:

2Li + 2Н 2 О → 2LiO Н + Н 2 .

3. С галогенами, образуя галогениды (NaCl - хлорид натрия, NaBr - бромид натрия, NaI - йодид натрия и др.).

4. С водородом при нагревании, образуя гидриды (LiH, NaH и др.)

5. С серой при нагревании, образуя сульфиды (Na 2 S, K 2 S и др.). Они бесцветны и хорошо растворимы в воде.

6. С фосфором при нагревании, образуя фосфиды (Na 3 P, Li 3 P и др.), очень чувствительны к влаге и воздуху.

7. С углеродом при нагревании карбиды образуют только литий и натрий (Li 2 CO 3 , Na 2 CO 3), тогда как калий, рубидий и цезий не образуют карбидов, они образуют бинарные соединения с графитом (C 8 Rb, C 8 Cs и др).

8. С азотом при обычных условиях реагирует только литий, образуя нитрид Li 3 N, с остальными щелочными металлами реакция возможна только при нагревании.

9. С кислотами реагируют со взрывом, поэтому проведение таких реакций очень опасно. Данные реакции проходят неоднозначно, потому что щелочной металл активно реагирует с водой, образуя щелочь, которая потом нейтрализуются кислотой. Таким образом создается конкуренция между щелочью и кислотой.

10. С аммиаком, образуя амиды - аналоги гидроксидов, но более сильные основания (NaNH 2 - амид натрия, KNH 2 - амид калия и др.).

11. Со спиртами, образуя алкоголяты.

Франций - радиоактивный щелочной металл, один из редчайших и наименее устойчивых среди всех радиоактивных элементов. Его химические свойства изучены недостаточно.

Получение щелочных металлов:

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего - хлоридов, образующих природные минералы:

NaCl → 2Na + Cl 2 .

Есть и другие способы получения щелочных металлов:
Натрий также можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях:

Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.

Известен способ получения лития из его оксида в вакууме при 300°С:

2Li 2 O + Si + 2CaO → 4Li + Ca 2 SiO 4 .

Калий получают, пропуская пары натрия через расплав хлорида калия при 800°С, выделяющие пары калия конденсируют:

KCl + Na → K + NaCl.

Химические свойства щелочноземельных металлов

К щелочноземельным металлам относятся элементы главной подгруппы II группы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra). Химическая активность данных элементов растет также, как и у щелочных металлов, т.е. с увеличением вниз по подгруппе.

Химические свойства щелочноземельных металлов:

Строение валентных оболочек атомов этих элементов ns 2 .

Отдавая два валентных электрона, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
В соединения проявляют степень окисления +2.
Заряды ядер атомов на единицу больше, чем у щелочных элементов тех же периодов, что приводит к уменьшению радиуса атомов и увеличению ионизационных потенциалов.

Взаимодействие щелочноземельных металлов с другими элементами:

1. С кислородом все щелочноземельные металлы, кроме бария образуют оксиды, барий образует пероксид BaO 2 . Из данных металлов берилий и магний, покрытые тонкой защитной оксидной пленкой взаимодействуют с кислородом только при очень высоких t. Основные оксиды щелочноземельных металлов реагируют с водой, за исключением оксида берилия BeO, обладающего амфотерными свойствами. Реакция оксида кальция и воды называется реакцией гашения извести. Если реагентом является CaO образуется негашенная известь, если Ca(OH) 2 , гашенная. Также основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами. К примеру:

3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. С водой щелочноземельные металлы и их оксиды образуют гидроксиды - белые кристаллические вещества, которые в сравнении с гидроксидами щелочных металлов хуже растворяются в воде. Гидроксиды щелочноземельных металлов являются щелочами, кроме амфотерного Be(OH) 2 и слабого основания Mg(OH) 2 . Поскольку берилий не реагирует с водой, Be(OH) 2 может быть получен другими способами, например гидролизом нитрида:

Be 3 N 2 + 6Н 2 О → 3Be(OH) 2 + 2NН 3.

3. С галогенами при обычных условиях реагирую все, кроме бериллия. Последний вступает в реакцию только при высоких t. Образуются галогениды (MgI 2 – иодид магния, CaI 2 – иодид кальция, СаBr 2 – бромид кальция и др.).

4. С водородом реагируют при нагревании все щелочноземельные металлы, кроме берилия. Образуются гидриды (BaH 2 , CaH 2 и др.). Для реагирования магния с водородом помимо высокой t требуется еще и повышенное давление водорода.

5. С серой образуют сульфиды. К примеру:

Сa + S → СaS .

Сульфиды служат для получения серной кислоты и соответствующих металлов.

6. С азотом образуют нитриды. К примеру:

3Be + N 2 → Be 3 N 2 .

7. С кислотами образуя соли соответствующей кислоты и водород. К примеру:

Ве + Н 2 SO 4(разб.) → BeSO 4 + H 2 .

Эти реакции протекают также, как и в случае щелочных металлов.

Получение щелочно-земельных металлов:

Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF 2 + Mg –t о → Be + MgF 2

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al –t о → 3Ba + Al 2 O 3

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

CaCl 2 → Ca + Cl 2

Химические свойства алюминия

Алюминий – активный, легкий металл, под порядковым номером 13 в таблице. В природе самый распространенный из всех металлов. А из химических элементов занимает третью позицию по распространению. Высокий тепло- и электропроводник. Устойчив к коррозии, поскольку покрывается оксидной пленкой. Температура плавления равна 660 0 С.

Рассмотрим химические свойства и взаимодействие алюминия с другими элементами:

1. Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.

2. Практически во всех реакциях проявляет восстановительные свойства.

3. Амфотерный металл, проявляет как кислотные, так и основные свойства.

4. Восстанавливает многие металлы из оксидов. Этот метод получения металлов получил название алюмотермии. Пример получения хрома:

2Al + Cr 2 О 3 → Al 2 О 3 + 2Cr .

5. Взаимодействует со всеми разбавленными кислотами, образуя соли и выделяя водород. К примеру:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 ;

2Al + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 .

В концентрированных HNO 3 и H 2 SO 4 алюминий пассивируется. Благодаря этому, возможно хранить и транспортировать данные кислоты в емкостях, изготовленных из алюминия.

6. Взаимодействует со щелочами, так как они растворяют оксидную пленку.

7. Взаимодействует со всеми неметаллами, кроме водорода. Для проведения реакции с кислородом нужен мелкораздробленный алюминий. Реакция возможна только при высокой t:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

По своему тепловому эффекту данная реакция относится к экзотермическим. Взаимодействие с серой образует сульфид алюминия Al 2 S 3 , с фосфором фосфид AlP, с азотом нитрид AlN, с углеродом карбид Al 4 C 3 .

8. Взаимодействует с другими металлами, образуя алюминиды (FeAl 3 CuAl 2 , CrAl 7 и др.).

Получение алюминия:

Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al 2 O 3 в расплавленном криолите Na 2 AlF 6 при 960–970°С.

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2 .

Химические свойства переходных элементов

К переходным относятся элементы побочных подгрупп Периодической таблицы. Рассмотрим химические свойства меди, цинка, хрома и железа.

Химические свойства меди

1. В электрохимическом ряду находится правее Н, поэтому данный металл малоактивен.

2. Слабый восстановитель.

3. В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2.

4. Взаимодействует с кислородом при нагревании, образуя:

оксид меди (I) 2Cu + O 2 → 2CuO (при t 400 0 C)
или оксид меди (II): 4Cu + O 2 → 2Cu 2 O (при t 200 0 C).

Оксиды обладают основными свойствами. При нагревании в инертной атмосфере Cu 2 O диспропорционируется: Cu 2 O → CuO + Cu . Оксид меди (II) CuO в реакциях со щелочами образует купраты, к примеру: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Гидроксид меди Си(ОН) 2 амфотерен, основные свойства в нем преобладают. В кислотах он растворяется легко:

Сu(OH) 2 + 2HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O ,

а в концентрированных растворах щелочей с трудом:

Сu(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 .

6. Взаимодействие меди с серой при различных температурных условиях, также образует два сульфида. При нагревании до 300-400 0 С в вакууме образуется сульфид меди (I):

2Cu + S → Cu 2 S.

При комнатной t, растворив серу в сероводороде, можно получить сульфид меди (II):

Cu + S → CuS.

7. Из галогенов взаимодействует со фтором, хлором и бромом, образуя галогениды (CuF 2 , CuCl 2 , CuBr 2), йодом, образуя йодид меди (I) CuI; не взаимодействует с водородом, азотом, углеродом, кремнием.

8. С кислотами - неокислителями не реагирует, потому как они окисляют только металлы, расположенные до водорода в электрохимическом ряду. Данный химический элемент реагирует с кислотами - окислителями: разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной:

3Cu + 8HNO 3 (разб) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Cu + 4HNO 3(конц) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

Cu + 2H 2 SO 4(конц) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

9. Взаимодействуя с солями, медь вытесняет из их состава металлы, расположенные правее неё в электрохимическом ряду. К примеру,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Здесь мы видим, что медь перешла в раствор, а железо (III) восстановилось до железа (II). Данная реакция имеет важное практическое значение и применяется для удаления меди, напыленной на пластмассу.

Химические свойства цинка

1. Самый активный после щелочноземельных металлов.

2. Обладает выраженными восстановительными свойствами и амфотерными свойствами.

3. В соединениях проявляет степень окисления +2.

4. На воздухе покрывается оксидной пленкой ZnO.

5. Взаимодействие с водой возможно при температуре красного каления. В результате образуется оксид цинка и водород:

Zn + H 2 O → ZnO + H 2 .

6. Взаимодействует с галогенами, образуя галогениды (ZnF 2 - фторид цинка, ZnBr 2 - бромид цинка, ZnI 2 - йодид цинка, ZnCl 2 - хлорид цинка).

7. С фосфором образует фосфиды Zn 3 P 2 и ZnP 2 .

8. С серой халькогенид ZnS.

9. Непосредственно не реагирует с водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором.

10. Взаимодействует с кислотами - неокислителями, образуя соли и вытесняя водород. К примеру:

H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 .

С кислотами - окислителями тоже реагирует: с конц. серной кислотой образует сульфат цинка и сернистый газ:

Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

11. Активно реагирует со щелочами, так как цинк - амфотерный металл. С растворами щелочей образует тетрагидроксоцинкаты и выделяя водород:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

На гранулах цинка, впоследствии реакции, появляются пузырьки газа. С безводными щелочами при сплавлении образует цинкаты и выделяет водород:

Zn + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 +H 2 .

Химические свойства хрома

1. В обычных условиях инертен, при нагревании активен.

3. Образует окрашенные соединения.

4. В соединениях проявляет степени окисления +2 (основный оксид CrO черного цвета), +3 (амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 зеленого цвета) и +6 (кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и кислоты: хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 и др.).

5. Со фтором взаимодействует при t 350-400 0 C, образуя фторид хрома (IV):

Cr+2F 2 → CrF 4 .

6. C кислородом, азотом, бором, кремнием, серой, фосфором и галогенами при t 600 0 C:

соединение с кислородом образует оксид хрома(VI) CrO 3 (тёмно-красные кристаллы),
соединение с азотом - нитрид хрома CrN (черные кристаллы),
соединение с бором - борид хрома CrB (желтые кристаллы),
соединение с кремнием - силицид хрома CrSi,
соединение с углеродом - карбид хрома Cr 3 C 2 .

7. С водяным паром реагирует, находясь в раскалённом состоянии, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2 .

8. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с их расплавами, образуя хроматы:

2Cr + 6KOH → 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

9. В разбавленных сильных кислотах растворяется, образуя соли. Если реакция проходит на воздухе образуются соли Cr 3+ , например:

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 .

10. С концентрированными серной и азотной кислотами, а также с царской водкой, реагирует только при нагревании, т.к. при низких t эти кислоты пассивируют хром. Реакции с кислотами при нагревании выглядят так:

2Сr + 6Н 2 SО 4 (конц) → Сr 2 (SО 4) 3 + 3SО 2 + 6Н 2 О

Сr + 6НNО 3 (конц) → Сr(NО 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О

Оксид хрома(II) CrO - твердое вещество черного или красного цвета, не растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает основными и восстанавливающими свойствами.
При нагревании до 100 0 С на воздухе окисляется до Cr 2 O 3 - оксида хрома (III).
Возможно восстановление хрома водородом из данного оксида: CrO + Н 2 → Cr + H 2 O или коксом: CrO + С → Cr + СO.
Реагирует с соляной кислотой, при этом выделяя водород: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
Не реагирует со щелочами, разбавленными серной и азотной кислотами.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 - тугоплавкое вещество, темно-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами.
Как основный оксид взаимодействует с кислотами: Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O .
Как кислотный оксид взаимодействует со щелочами: Cr 2 O 3 + 2КОН → 2КCrО 3 + H 2 O .
Сильные окислители окисляют Cr 2 O 3 до хромата H 2 CrO 4 .
Сильные восстановители восстанавливают Cr из Cr 2 O 3 .

Гидроксид хрома(II) Cr(OH) 2 - твердое вещество желтого или коричневого цвета, плохо растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Слабое основание, проявляет основные свойства.
В присутствии влаги на воздухе окисляется до Cr(OH) 3 - гидроксида хрома (III).
Реагирует с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O .
Не реагирует со щелочами и разбавленными кислотами.

Гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 - вещество серо-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами.
Как основный гидроксид взаимодействует с кислотами: Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O .
Как кислотный гидроксид взаимодействует со щелочами: Cr(OH) 3 + 3NaОН → Na 3 [Cr(OH) 6 ] .

Химические свойства железа

1. Активный металл, обладающий высокой реакционной способностью.

2. Обладает восстановительными свойствами, а также ярко выраженными магнитными свойствами.

3. В соединениях проявляет основные степени окисления +2 (со слабыми окислителями: S, I, HCl, растворами солей), +3 (с сильными окислителями: Br и Cl) и менее характерную +6 (с О и H 2 O ). У слабых окислителей железо принимает степень окисления +2, у более сильных +3. Степени окисления +2 соответствуют чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH) 2 , обладающие основными свойствами. Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe 2 O 3 и коричневый гидроксид Fe(OH) 3 , обладающие слабо выраженными амфотерными свойствами. Fe (+2) - слабый восстановитель, а Fe (+3) - чаще слабый окислитель. При изменении окислительно - восстановительных условий, степени окисления железа могут меняться друг с другом.

4. На воздухе при t 200 0 C покрывается оксидной пленкой. В обычных атмосферных условиях легко подвергается коррозии. При пропускании кислорода через расплав железа образуется оксид FeО. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe 2 О 3 . При сгорании в чистом кислороде образуется оксид - железная окалина:

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 .

5. C галогенами реагирует при нагревании:

соединение с хлором образует хлорид железа(III) FeCl 3 ,
соединение с бромом - бромид железа (III) FeBr 3 ,
соединение с йодом - йодид железа (II,III) Fe 3 I 8 ,
соединение со фтором - фторид железа (II) FeF 2 , фторид железа(III) FeF 3 .

6. С серой, азотом, фосфором, кремнием и углеродом также реагирует при нагревании:

соединение с серой образует сульфид железа(II) FeS,
соединение с азотом - нитрид железа Fe 3 N,
соединение с фосфором - фосфиды FeP, Fe 2 P и Fe 3 P,
соединение с кремнием - силицид железа FeSi,
соединение с углеродом - карбид железа Fe 3 C.

2Fe + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O

9. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с расплавами щелочей, являющихся сильными окислителями:

Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O.

10. Восстанавливает металлы, расположенные в электрохимическом ряду правее:

Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

Получение железа: В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe 2 O 3) и магнетита (FeO·Fe 2 O 3).

3Fe 2 O 3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4 ,
Fe 3 O 4 + CO → CO 2 + 3FeO,
FeO + CO → CO 2 + Fe.

Оксид железа (II) FeO - кристаллическое вещество черного цвета (вюстит), не растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает основными свойствами.
Реагирует с разбавленной соляной кислотой: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O.
Реагирует с концентрированной азотной кислотой: FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O .
Не реагирует с водой и солями.
С водородом при t 350 0 C восстанавливается до чистого металла: FeO +H 2 → Fe + H 2 O .
Также восстанавливается до чистого металла при соединении с коксом: FeO +C → Fe + CO.
Получить данный оксид можно различными способами, один из них нагревание Fe при низком давлении О: 2Fe + O 2 → 2FeO .

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 - порошок бурового цвета (гематит), нерастворяющееся в воде вещество. Другие названия: окись железа, железный сурик, пищевой краситель E172 и пр.

Химические свойства:

Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами, образуя ферриты: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O .
При нагревании с водородом проявляет окислительные свойства: Fe 2 O 3 + H 2 → 2FeO + H 2 O .
Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Оксид железа (II, III) Fe 3 O 4 или FeO Fe 2 O 3 - серовато-черное твердое вещество (магнетит, магнитный железняк), нерастворяющееся в воде вещество.

Химические свойства:

Разлагается при нагревании более 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2 .
Реагирует с разбавленными кислотами: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O .
При реакции с кислородом окисляется: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3 .
С водородом при нагревании восстанавливается: Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O .
Также восстанавливается при соединении с оксидом углерода: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe +4CO 2 .

Гидроксид железа(II) Fe(OH) 2 - белое, редко зеленоватое кристаллическое вещество, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных.
Вступает в реакции нейтрализации кислоты-неокислителя, проявляя основные свойства: Fe(OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O .
При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотами проявляет восстановительные свойства, образуя соли железа (III): 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O .
При нагревании вступает в реакции с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 .

Гидроксид железа (II I) Fe(OH) 3 - бурое кристаллическое или аморфное вещество, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных.
Легко взаимодействует с кислотами: Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O .
С концентрированными растворами щелочей образует гексагидроксоферраты (III): Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 .
С расплавами щелочей образует ферраты: 2Fe(OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O .
В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: 2Fe(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

Возник вопрос по теме? Задавайте его репетитору по химии 👉

ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ.

Щелочными металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

У атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с зарядом +1:

М 0 – 1 e → М +1

Семейство ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ невозможно.

Простые вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.

Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

с кислородом

Щелочные металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого как, например, керосина.

Взаимодействие ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с киcлородом реагирует только литий:

4Li + O 2 = 2Li 2 O

Натрий в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na2O2:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 ,

а калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей формулы MeO2:

K + O 2 = KO 2

Rb + O 2 = RbO 2

с галогенами

Щелочные металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов, имеющих ионное строение:

2Li + Br 2 = 2LiBr бромид лития

2Na + I 2 = 2NaI иодид натрия

2K + Cl 2 = 2KCl хлорид калия

с азотом

Литий реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:

6Li + N 2 = 2Li 3 N нитрид лития

6K + N 2 = 2K 3 N нитрид калия

с фосфором

Щелочные металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:

3Na + P = Na 3 Р фосфид натрия

3K + P = K 3 Р фосфид калия

с водородом

Нагревание щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:

Н 2 + 2K = 2KН -1 гидрид калия

Н 2 + 2Rb = 2RbН гидрид рубидия

с серой

Взаимодействие ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:

S + 2K = K 2 S сульфид калия

S + 2Na = Na 2 S сульфид натрия

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

с водой

Все ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи, из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:

2HOH + 2Na = 2NaOH + H 2

2K + 2HOH = 2KOH + H 2

Литий реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным взрывом.

с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):

2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10

2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5

со спиртами и фенолами ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в гидроксильной группе органического вещества:

2CH 3 OH + 2К = 2CH 3 OК + H 2

метилат калия

2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2

фенолят натрия

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ IIA ГРУППЫ.

IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы - бериллия - наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами.

Все элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns 2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме 0 – 2e - → Ме +2

Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):

2Mg + O 2 = 2MgO

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me 3 N 2 .

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы - уже при комнатной температуре:

Мg + I 2 = MgI 2 – иодид магния

Са + Br 2 = СаBr 2 – бромид кальция

Ва + Cl 2 = ВаCl 2 – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид - получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды - соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

c кислотами-окислителями

−

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N 2 O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH 4 NO 3 ): Ca + 10 HNO 3 (разб.) = 4Ca(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3 ( сильно разб .) = 4Mg(NO 3 ) 2 + N Н 4 NO 3 + 3H 2 O

−

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:

Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

−

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды: Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.

Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы может происходить до SO2, H2S и S в зависимости от активности металла, температуры проведения реакции и концентрации кислоты:

Mg + H 2 SO 4 ( конц .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4 ( конц .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4 ( конц .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 - тетрагидроксобериллат калия

При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - бериллат калия

с оксидами

Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al 2 O 3, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

4А l + 3О 2 = 2А l 2 О 3

с галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

2 Al + 3 I 2 =2 AlI 3

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

2 Al + 3 Br 2 = 2 AlBr 3

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

2 Al + 3 Cl 2 = 2 AlCl 3

с серой

При нагревании до 150-200 о С или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

с азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 o C образуется нитрид алюминия:

с углеродом

При температуре около 2000 o C алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al 2 O 3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

2 Al + 6 H 2 O = 2 Al ( OH ) 3 + 3 H 2

с оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III ) развивается температура 2500-3000 о С. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

2 AI + Fe 2 O 3 = 2 Fe + А l 2 О 3

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

2А l + 3Н 2 SO 4 (разб.) = А l 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2

2AI + 6HCl = 2AICl 3 + 3H 2

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H 2 SO 4 ) до степени окисления -2 (в H 2 S ) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

- концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно протекает реакция:

- разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N 2 O и NH 4 NO 3 :

8Al + 30HNO 3 (разб.) = 8Al(NO 3 ) 3 +3N 2 O + 15H 2 O

8Al + 30HNO 3 (оч. разб) = 8Al(NO 3 ) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

со щелочами

Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

так и с чистыми щелочами при сплавлении:

В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:

Аl 2 О 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na

А l 2 О 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + Н 2 О

В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:

2 Al + 6 H 2 O = 2 Al (OH ) 3 + 3 H 2

Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:

Al(OH) 3 + NaOH = Na

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПЕРЕХОДНЫХ МЕТАЛЛОВ

(МЕДИ, ЦИНКА, ХРОМА, ЖЕЛЕЗА).

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):

При недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется сульфид серы (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal 2 , где Hal – F, Cl или Br: Cu + Br 2 = CuBr 2

В случае с йодом - самым слабым окислителем среди галогенов - образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

- концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO 2 ).

- с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO 3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

3Cu + 8HNO 3 ( разб .) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

- с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO 3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO 2 , NO, N 2 O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N 2 :

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cu = CuSO 4 + 2 FeSO 4

Cu + 2 FeCl 3 = CuCl 2 + 2 FeCl 2

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO 3 ( конц .) = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn +10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3 ) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba + H2

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород: Zn + 4NH 3 ·H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Химические свойства хрома

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III): 4Cr + 3O 2 = o t => 2Cr 2 O 3

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно): 2 Cr + 3 F 2 = o t => 2 CrF 3

2 Cr + 3 Cl 2 = o t => 2 CrCl 3

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

2Cr + N 2 = o t=> 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома: Cr + S = o t => CrS

2 Cr + 3 S = o t => Cr 2 S 3

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO 3 ( конц .) = 0 t=> Cr(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 ( конц ) = 0 t => Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N 2 : 10 Cr + 36 HNO 3 (разб) = 10 Cr (NO 3 ) 3 + 3 N 2 + 18 H 2 O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H 2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II): Cr + 2 HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 ( разб .) = CrSO 4 + H 2

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH) 2 преобладают основные свойства, у оксида Fe 2 O 3 и гидроксида Fe(OH) 3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H 2 FeO 4 . Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙ Fe 2 O 3 . Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O 2 = 0 t => Fe 3 O 4

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S = 0 t => FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2 S = 0 t => FeS 2

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll): 2 Fe + 3 F 2 = 0 t => 2 FeF 3 – фторид железа (lll )

2 Fe + 3 Cl 2 = 0 t => 2 FeCl 3 – хлорид железа (lll )

2 Fe + 3 Br 2 = 0 t => 2 FeBr 3 – бромид железа (lll )

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2: Fe + I 2 = 0 t => FeI 2 – йодид железа (ll )

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I 2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + 6 HI = 2 FeI 2 + I 2 + 3 H 2 O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

Fe + 6 H 2 SO 4 = o t => Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3 SO 2 + 6 H 2 O

Fe + 6HNO 3 = o t=> Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 о С). т.е.:

Химические свойства простых веществ – неметаллов

Химические свойства водорода

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 (H 2 ).

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:

2Na + H 2 = 2NaH

Ca + H 2 = CaH 2

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н 2 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 H 2 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 Hal 2 .

Галоген

Физические свойства

F 2 Светло-желтый газ с резким раздражающим запахом

Cl 2 Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом

Br 2 Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом

I 2 Твердое 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.

Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

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: H 2 + F 2 = 2HF

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом: H 2 + Cl 2 = 2HCl

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой: H 2 + Br 2 = 2 HBr

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора: 2P + 5F 2 = 2PF 5

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 серы с хлором и бромом

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 и йод вытесняют серу из растворов сульфидов и или 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:

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:

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:

Химические свойства кислорода

Химический элемент кислород может существовать в виде двух аллотропных модификаций, т.е. образует два простых вещества. Оба этих вещества имеют молекулярное строение. Одно из них имеет формулу O 2 и имеет название кислород, т.е. такое же, как и название химического элемента, которым оно образовано.

Другое простое вещество, образованное кислородом, называется озон. Озон в отличие от кислорода состоит из трехатомных молекул, т.е. имеет формулу O 3 .

Поскольку основной и наиболее распространенной формой кислорода является молекулярный кислород O 2 , прежде всего мы рассмотрим именно его химические свойства.

Химический элемент кислород находится на втором месте по значению электроотрицательности среди всех элементов и уступает лишь фтору. В связи с этим логично предположить высокую активность кислорода и наличие у него практически только окислительных свойств. Действительно, список простых и сложных веществ, с которыми может реагировать кислород огромен. Однако, следует отметить, что поскольку в молекуле кислорода имеет место прочная двойная связь, для осуществления большинства реакций с кислородом требуется прибегать к нагреванию. Чаще всего сильный нагрев требуется в самом начале реакции (поджиг) после чего многие реакции идут далее уже самостоятельно без подвода тепла извне.

Среди простых веществ не окисляются кислородом лишь благородные металлы (Ag, Pt, Au), галогены и инертные газы.

Сера сгорает в кислороде с образованием диоксида серы:

Характерные химические свойства кислорода и серы

Фосфор в зависимости от избытка или недостатка кислорода может образовать как оксида фосфора (V), так и оксид фосфора (III):

Взаимодействие кислорода с азотом протекает в крайне жестких условиях, в виду того что энергии связи в молекулах кислорода и особенно азота очень велики. Также свой вклад в сложность протекания реакции делает высокая электроотрицательность обоих элементов. Реакция начинается лишь при температуре более 2000 o C и является обратимой:

Не все простые вещества, реагируя с кислородом образуют оксиды. Так, например, натрий, сгорая в кислороде образует пероксид:

Чаще всего, при сгорании в кислороде сложных веществ образуется смесь оксидов элементов, которыми было образовано исходное вещество. Так, например:

Однако, при сгорании в кислороде азотсодержащих органических веществ вместо оксида азота образуется молекулярный азот N 2 . Например:

При сгорании в кислороде хлорпроизводных вместо оксидов хлора образуется хлороводород:

Химические свойства озона:

Озон является более сильным окислителем, чем кислород. Обусловлено это тем, что одна из кислород-кислородных связей в молекуле озона легко рвется и в результате образуется чрезвычайно активный атомарный кислород. Озон в отличие от кислорода не требует для проявления своих высоких окислительных свойств нагревания. Он проявляет свою активность при обычной и даже низкой температурах: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2

Как было сказано выше, серебро с кислородом не реагирует, однако, реагирует с озоном:

2Ag + O 3 = Ag 2 O + O 2

Качественной реакцией на наличие озона является то, что при пропускании исследуемого газа через раствор иодида калия наблюдается образование йода:

2KI + O 3 + H 2 O = I 2 ↓ + O 2 + 2KOH

Химические свойства серы

Сера как химический элемент может существовать в нескольких аллотропных модификациях. Различают ромбическую, моноклинную и пластическую серу. Моноклинная сера может быть получена при медленном охлаждении расплава ромбической серы, а пластическая напротив получается при резком охлаждении расплава серы, предварительно доведенного до кипения. Пластическая сера обладает редким для неорганических веществ свойством эластичности – она способна обратимо растягиваться под действием внешнего усилия, возвращаясь в исходную форму при прекращении этого воздействия. Наиболее устойчива в обычных условиях ромбическая сера и все иные аллотропные модификации со временем переходят в нее.

Молекулы ромбической серы состоят из восьми атомов, т.е. ее формулу можно записать как S 8 . Однако, поскольку химические свойства всех модификаций достаточно схожи, чтобы не затруднять запись уравнений реакций любую серу обозначают просто символом S.

Сера может взаимодействовать и с простыми и со сложными веществами. В химических реакциях проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства серы проявляются при ее взаимодействии с металлами, а также неметаллами, образованными атомами менее электроотрицательного элемента (водород, углерод, фосфор):

Как восстановитель сера выступает при взаимодействии с неметаллами, образованными более электроотрицательными элементами (кислород, галогены), а также сложными веществами с ярко выраженной окислительной функцией, например, серной и азотной концентрированной кислотами:

Также сера взаимодействует при кипячении с концентрированными водными растворами щелочей. Взаимодействие протекает по типу диспропорционирования, т.е. сера одновременно и понижает, и повышает свою степень окисления:

Химические свойства азота

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N 2 . Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N 2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 о С и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора, в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P 4 , не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р 2 O 5 :

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

взаимодействие фосфора с кислотами окислителями

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы - фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

Химические свойства углерода

Углерод способен образовывать несколько аллотропных модификаций. Это алмаз (наиболее инертная аллотропная модификация), графит, фуллерен и карбин.

Древесный уголь и сажа представляют собой аморфный углерод. Углерод в таком состоянии не имеет упорядоченной структуры и фактически состоит из мельчайших фрагментов слоев графита. Аморфный углерод, обработанный горячим водяным паром, называют активированным углем. 1 грамм активированного угля из-за наличия в нем множества пор имеет общую поверхность более трехсот квадратных метров! Благодаря своей способности поглощать различные вещества активированный уголь находит широкое применение как наполнитель фильтров, а также как энтеросорбент при различных видах отравлений.

С химической точки зрения аморфный углерод является наиболее активной его формой, графит проявляет среднюю активность, а алмаз является крайне инертным веществом. По этой причине, рассматриваемые ниже химические свойства углерода следует прежде всего относить к аморфному углероду.

Восстановительные свойства углерода

Как восстановитель углерод реагирует с такими неметаллами как, например, кислород, галогены, сера.

В зависимости от избытка или недостатка кислорода при горении угля возможно образование угарного газа CO или углекислого газа CO 2 :

При взаимодействии углерода со фтором образуется тетрафторид углерода:

При нагревании углерода с серой образуется сероуглерод CS 2 :

Углерод способен восстанавливать металлы после алюминия в ряду активности из их оксидов. Например:

Также углерод реагирует и с оксидами активных металлов , однако в этом случае наблюдается, как правило, не восстановление металла, а образование его карбида:

Взаимодействие углерода с оксидами неметаллов

Углерод вступает в реакцию сопропорционирования с углекислым газом CO 2 :

Одним из наиболее важных с промышленной точки зрения процессов является так называемая паровая конверсия угля. Процесс проводят, пропуская водяной пар через раскаленный уголь. При этом протекает следующая реакция:

При высокой температуре углерод способен восстанавливать даже такое инертное соединение как диоксид кремния. При этом в зависимости от условия возможно образование кремния или карбида кремния (карборунда):

Также углерод как восстановитель реагирует с кислотами окислителями, в частности, концентрированными серной и азотной кислотами:

Окислительные свойства углерода

Химический элемент углерод не отличается высокой электроотрицательностью, поэтому образуемые им простые вещества редко проявляют окислительные свойства по отношению к другим неметаллам.

Примером таких реакций является взаимодействие аморфного углерода с водородом при нагревании в присутствии катализатора:

а также с кремнием при температуре 1200-1300 о С:

Окислительные свойства углерод проявляет по отношению к металлам . Углерод способен реагировать с активными металлами и некоторыми металлами средней активности. Реакции протекают при нагревании:

Карбиды активных металлов гидролизуются водой:

а также растворами кислот-неокислителей:

При этом образуются углеводороды, содержащие углерод в той же степени окисления, что и в исходном карбиде.

Химические свойства кремния

Кремний может существовать, как и углерод в кристаллическом и аморфном состоянии и, также, как и в случае углерода, аморфный кремний существенно более химически активен, чем кристаллический.

Иногда аморфный и кристаллический кремний, называют его аллотропными модификациями, что, строго говоря, не совсем верно. Аморфный кремний представляет собой по сути конгломерат беспорядочно расположенных друг относительно друга мельчайших частиц кристаллического кремния.

Взаимодействие кремния с простыми веществами

неметаллами

При обычных условиях кремний ввиду своей инертности реагирует только со фтором:

Si + 2F 2 = SiF 4

С хлором, бромом и йодом кремний реагирует только при нагревании. При этом характерно, что в зависимости от активности галогена, требуется и соответственно различная температура:

Все галогениды кремния легко гидролизуются водой:

а также растворами щелочей:

Реакция кремния с кислородом протекает, однако требует очень сильного нагревания (1200-1300 о С) ввиду того, что прочная оксидная пленка затрудняет взаимодействие:

При температуре 1200-1500 о С кремний медленно взаимодействует с углеродом в виде графита с образованием карборунда SiC – вещества с атомной кристаллической решеткой подобной алмазу и почти не уступающего ему в прочности:

С водородом кремний не реагирует.

металлами

Ввиду своей низкой электроотрицательности водород может проявлять окислительные свойства лишь по отношению к металлам. Из металлов кремний реагирует с активными (щелочными и щелочноземельными), а также многими металлами средней активности. В результате такого взаимодействия образуются силициды: 2Mg + Si = Mg 2 Si

Силициды активных металлов легко гидролизуются водой или разбавленными растворами кислот-неокислителей:

При этом образуется газ силан SiH 4 – аналог метана CH 4 .

Взаимодействие кремния со сложными веществами

С водой кремний не реагирует даже при кипячении, однако аморфный кремний взаимодействует с перегретым водяным паром при температуре около 400-500 о С. При этом образуется водород и диоксид кремния:

Из всех кислот кремний (в аморфном состоянии) реагирует только с концентрированной плавиковой кислотой:

Кремний растворяется в концентрированных растворах щелочей. Реакция сопровождается выделением водорода:

Химические свойства металлов

Металлы реагируют с неметаллами.
Металлы, стоящие до водорода, реагируют с кислотами (кроме азотной и серной конц.) с выделением водорода
Активные металлы реагируют с водой с образованием щелочи и выделением водорода.
Металлы средней активности реагируют с водой при нагревании, образуя оксид металла и водород.
Металлы, стоящие после водорода, с водой и растворами кислот (кроме азотной и серной конц.) не реагируют
Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.
Галогены реагируют с водой и раствором щелочи.
Активные галогены (кроме фтора) вытесняют менее активные галогены из растворов их солей.
Галогены не реагируют с кислородом.
Амфотерные металлы (Al, Be, Zn) реагируют с растворами щелочей и кислот.
Магний реагирует с углекислым газом и оксидом кремния.
Щелочные металлы (кроме лития) с кислородом образуют пероксиды.

Химические свойства неметаллов

Неметаллы реагируют с металлами и друг с другом.
Из неметаллов с водой реагируют только наиболее активные – фтор, хлор, бром и йод.
Фтор, хлор, бром и йод реагируют со щелочами по той же схеме, что и с водой, только образуются не кислоты, а их соли, и реакции не обратимы, а протекают до конца.

Изучай химические свойства