Реферат по предмету "Химия"

Узнать цену реферата по вашей теме


Химические свойства неметаллов и их соединений

1 Химические свойства неметаллов. 1. Сера и е соединения. 1.1 Химические свойства серы S . Сера - неметалл, для которого характерны больше окислительные свойства, хотя может проявлять восстановительные свойства. В соединениях сера проявляет степени окисления -2, 4, 6. Сера реагирует с кислородом при нагревании, проявляя восстановительные свойства. При горении серы всегда образуется оксид серы IV. t


S O2 SO2 Сера реагирует с металлами при нагревании, проявляя окислительные свойства. При этом образуются сульфиды металлов с низкой степенью окисления металла. t Mе S MеS t 2 Al 3 S Al2S3 t Fe S FeS Сера реагирует с водородом при нагревании, проявляя окислительные свойства. При этом образуется сероводород H2S . t H2 S H2S t Na2S S Na2S2 При кипячении серы в растворе щлочи происходит реакция диспропорционирования и


образутся сульфид и сульфит металла. t 3 S 6 NaOH 2 Na2S Na2SO3 3 H2O Сера окисляется кислотами окислителями особенно при нагревании . Азотная кислота окисляет серу до серной кислоты. t S6 HNO3 конц. H2SO4 6 NO2 2 H2O Сера окисляется концентрированной серной кислотой в оксид серы IV. Это реакция синпропорционирования. t S 2 H2SO4 конц.


3 SO2 2 H2O При кипячении серы в растворе сульфита натрия или калия происходит образование тиосульфата натрия или калия . t S Na2SO3 конц. Na2SO3S 1.2 Химические свойства сероводорода H2S . Сероводород или его насыщенный раствор - проявляет общие свойства двухосновной кислоты, в окислительно-восстановительных реакциях всегда восстановитель. H2S NaOH NaHS H2O H2S 2 NaOH Na2S H2O Проявляя общие свойства кислот, сероводород реагирует с щелочами с


образованием средней или кислой соли.Сероводород может вступать в реакции с оксидами активных металлов. 2 H2S K2O 2 KHS H2O 2 Сероводород осаждает металлы Сu, Hg, Pb, Ag из растворов их солей. H2S CuCl2 CuS 2 HCl Сероводород реагирует с кислородом по- разному, проявляя восстановительные свойства. При горении его на воздухе образуется оксид серы IV и вода. t 2


H2S 3 O2 2 SO2 2 H2O На воздухе без нагревания сероводородная кислота раствор сероводорода в воде окисляется до серы. 2 H2S O2 2 S 2 H2O Сероводород окисляется даже не типичными окислителями SO2 . 2 H2S SO2 3 S 2 H2O Сероводород окисляется сильными окислителями до серы S 3 H2S 2 KMnO4 3 S 2 MnO2 2 KOH 2 H2O или до серной кислоты H2SO4 .H2S 4 Cl2 4 H2O H2SO4 8 HCl 1.3 Химические свойства серной кислоты


H2SО4 . Серная кислота, проявляя общие свойства кислот, реагирует с щелочами с образованием средней или кислой соли. H2SO4 NaOH NaHSO4 H2O H2SO2 NaOH Na2SO4 H2O С оксидами металлов. Fe2O3 3 H2SO4 Fe2SO43 3 H2O С солями. CaCO3 H2SO4 CaSO4 CO2 H2O Раствор серной кислоты реагирует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода. При этом серная кислота проявляет окислительные свойства за счт атомов


водорода. 2 Al 3 H2SO4 Al2SO43 3 H2 2 Fe H2SO4 FeSO4 H2 Концентрированная серная кислота обладает особыми свойствами. Она всегда проявляет окислительные свойства за счт атомов серы в степени окисления 6. При этом в реакции с ней всегда образуется сульфат металла в высокой степени окисления металла. Возможные продукты восстановления серной кислоты SO2 ,


S , H2S Какой именно образуется продукт зависит от активности металла. Сu 2 H2SO4 конц. CuSO4 SO2 2 H2O 3 Zn 4 H2SO4 конц. 3 ZnSO4 S 4 H2O 4 Mg 5 H2SO4 конц. 4 MgSO4H2S 4 H2O На схемы приведена зависимость продукта восстановления серной кислоты от активности металла 3 металл Cd - Ag SO2 металл Zn H2S, S или SO2 металлы Li - Mg


H2SO4 металл H2S конц. металлы Pt, Au реакции нет металлы Al, Сr, Fe, Pb без t реакции нет металлы Al, Сr, Fe, Pb при t SO2 сложное веществоПри нагревании концентрированная серная кислота окисляет неметаллы и при этом сама восстанавливается до оксида серы IV - SO2 . t S 2 H2SO4 конц. 3 SO2 2 H2O t C 2 H2SO4 конц. 2 SO2


CO2 2 H2O t 2 P 5 H2SO4 конц. 2 H3PO4 5 SO2 2 H2OНекоторые сложные вещества восстанавливают серную концентрированную кислоту по разному. Возможные продукты восстановления серной кислоты SO2 , S , H2S. Бромоводородная кислота и е соли восстанавливают H2SO4 до SO2. Иодоводородная кислота и е соли более сильные восстановители и восстанавливают H2SO4 до H2S. 3 H2S H2SO4 конц. 4 S 4 H2O 2 KBr2 H2SO4 конц.


SO2 Br2K2SO4 2 H2O 8 KI 5 H2SO4 конц. H2S 4 I24 K2SO4 4 H2O 1.4 Химические свойства оксида серы IV SО2 . Оксид серы IV или его насыщенный раствор H2SO3 - cернистая кислота - проявляет общие свойства кислотных оксидов, в окислительно-восстановительных реакциях больше характерны восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. Проявляя свойства кислотных оксидов, оксид серы


IV реагирует с щелочами с образованием средней или кислой соли.SO2 KOH KHSO3 SO2 2 KOH K2SO3 H2O Реагирует с основными оксидами с образованием средней соли. SO2 K2O K2SO3 Оксид cеры IV проявляет восстановительные свойства. В реакциях с окислителями превращается в сульфат ион сульфат металла . 5 SO2 2 KMnO42 H2O 2 MnSO42 H2SO4K2SO4 Окисляется кислородом при нагревании только в присутствии катализатора.


V2O5 , t 2 SO2 O2 2 SO3 Реагируя с сероводородом проявляет свои слабые окислительные свойства.SO2 2 H2S 3 S 2 H2O 2. Кислород и его соединения. Кислород О - неметалл, для которого больше характерны окислительные свойства. Однако, есть соединения, в которых атомы кислорода проявляют восстановительные свойства. В соединениях кислород проявляет степени окисления -2, -1, 0, очень редко 2 .


Кислород - элемент образует два простых вещества кислород - О2 и озон - О3 . 2.1 Химические свойства кислорода О2 . Простое вещество кислород О2 - всегда проявляет только окислительные свойства. Реагирует при нагревании с неметаллами углеродом - С , серой - S , фосфором - Р , водородом - Н2 при очень сильном нагревании с азотом -


N2 . Реакция вещества с кислородом называется реакцией горения. Она протекает с выделением большого количества теплоты. t C O2 CO2 t S O2 SO2 t 4 P крас. 5 O2 2 Р2O5 t 2 H2 O2 2 H2O t 2000C N2 O2 2 NOКислородом окисляются многие металлы. Литий и кальций, а также малоактивные металлы горят в кислороде с образованием оксида металла металл


в оксиде проявляет высокую степень окисления . Натрий Na окисляется кислородом без нагревания. И при этом образуется пероксид натрия Na2O2 . В пероксидах кислород имеет степень окисления - 1 . Очень активные металлы - калий K , рубидий Rb и цезий окисляются кислородом ,без нагревания в надпероксиды, например, надпероксид калия - KO2 . Железо, сгорая в кислороде, образует смешанный оксид т.е. смесь


оксидов железа II и железа III - железную окалину FeO Fe2O3 или Fe3O4 . Не реагируют с кислородом серебро, золото и платина. t 4 Li O2 2 Li2O t 2 Ca O2 2CaO t 2 Cu O2 2 CuO 2 Na O2 Na2O2 K O2 KO2 t 3 Fe 2 O2 FeO Fe2O3 Сложные вещества, сгорая в кислороде, образуют как правило оксиды элементов, составляющих сложное вещество. При этом образуется оксид металла в наивысшей степени окисления.


t CuS 1,5 O2 CuO SO2 При очень высокой температуре 3000 С или электрическом разряде кислород О2 превращается в озон О3 . t 3 O2 2 O3 5 2.2 Химические свойства озона О3 . Озон О3 - всегда проявляет только окислительные свойства. Озон, в отличие от кислорода, окисляет серебро. При этом получается пероксид серебра.


2 O3 2 Ag Ag2O2 2 O2 Реагирует с восстановителями в растворе. Реакция с иодидом калия используется для обнаружения озона. O3 2 KI H2O I2 O2 2 KOH Может реагировать с некоторыми восстановителями по-разному. O3 H2S SO2 H2O 4 O3 3 H2S 3 H2SO4 2.3 Химические свойства пероксида водорода Н2О2 . Пероксид водорода перекись водорода - может проявлять как окислительные, так и восстановительные


свойства. Окислительные свойства характерны в большей степени, чем восстановительные. При нагревании или каталитическом действии оксида марганца IV разлагается с выделением кислорода. t или MnO2 2 H2O2 2 H2O O2 Реагирует с восстановителями в растворе, проявляя окислительные свойства. При этом превращается в воду. H2O2 H2SO4 2 KI I2 2


H2O K2SO4 Реакция окисления черного сульфида свинца в белый сульфат свинца используется в реставрационных работах. 4 H2O2 PbS PbSO4 4 H2O Перекись водорода проявляет свойства восстановителя в реакции с оксидом серебра. При этом выделяется кислород. H2O2 Ag2O 2 Ag O2 H2O Сильные окислители перманганаты, дихроматы, хлор и бром окисляют пероксид водорода. При этом выделяется кислород. В этих реакциях пероксид водорода - восстановитель.


H2O2 Cl2 O2 2 HCl 5 H2O22 KMnO43 H2SO4 2 MnSO45 O2K2SO4 8H2O 6 3. Фосфор и его соединения. 3.1 Химические свойства фосфора P . Фосфор - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях фосфор проявляет степени окисления -3, 3, 5. Реагируя с кислородом, фосфор проявляет восстановительные свойства.


Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, а при нагревании энергично. Белый фосфор на воздухе самовоспламеняется и очень энергично сгорает. t 4 P крас. 5 O2 P4O10 P4 бел. 5 O2 P4O10 При легком нагревании 40-90 С красный фосфор окисляется хлором по разному. При небольшом количестве хлора образуется хлорид фосфора III, а в избытке хлора образуется хлорид фосфора V. t 2


P крас. 3 Cl2 2 PCl3 t 2 P крас. 5 Cl2 2 PCl5 Красный фосфор медленно окисляется кислотами-окислителями, превращаясь в ортофосфорную кислоту H3PO4 . t P крас. 5 HNO3 конц. H3PO4 5 NO2 H2O t 2 Pкрас.5 H2SO4 конц. 2 H3PO45 SO22 H2O Белый фосфор проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с водородом при нагревании под давлением. При этом образуется газ - фосфин PH3 - очень ядовит. t, p


P4 бел. 6 H2 4 PH3 Красный фосфор проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с металлами образует фосфиды Ca3P2 . t 2 P крас. 3 Ca Ca3P2 При нагревании со щелочами белый фосфор диспропорционирует, превращаясь в соль фосфиновой кислоты H3PO2 - гипофосфит - NaH2PO2 и при этом выделяется газ фосфин - PH3 P4 бел.3 NaOH конц.3 H2O 3 NaH2PO2 PH3 3.2 Химические свойства оксида фосфора V P2О5 . Оксид фосфора V фосфорный ангидрид - обладает свойствами кислотного оксида, сильно гигроскопичен


поглощает пары воды из воздуха. Реагирует с водой по-разному. Без нагревания с образованием метаосфосфорной кислоты HPO3 . При нагревании с образованием ортофосфорной кислоты H3PO4 . P2O5 H2O 2 HPO3 t P2O5 3 H2O 2 H3PO4 У кислородсодержащих 100 кислот отнимает воду с образованием кислотного оксида. P2O5 2 HNO3 безводн. 2 HPO3 N2O5 7


В реакциях со щелочами и гидратом аммиака проявляет свойства кислотного оксида многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей среднюю соль фосфат- Na3PO4 , кислую соль гидрофосфат- Na2HPO4 или кислую соль дигидрофосфат- NaH2PO4. P2O5 2 NаOH H2O 2 NaH2PO4 P2O5 4 NаOH 2 Na2HPO4 H2O P2O5 6 NаOH 2 Na3PO4 3 H2O 3.3 Химические свойства ортофосфорной фосфорной кислоты


H3PО4 . Фосфорная кислота - обладает общими свойствами кислот, окислительные свойства за счт водорода в реакциях с металлами . В реакциях со щелочами проявляет свойства многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей среднюю соль фосфат- K3PO4 , кислую соль гидрофосфат- K2HPO4 или кислую соль дигидрофосфат- KH2PO4. H3PO4 KOH KH2PO4 H2O H3PO4 2 KOH K2HPO4 2


H2O H3PO4 3 KOH K3PO4 3 H2O В реакциях с аммиаком гидратом аммиака проявляет свойства многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей среднюю соль фосфат- NH43PO4 , кислую соль гидрофосфат- NH42HPO4 или кислую соль дигидрофосфат- NH4H2PO4. H3PO4 NH3 NH4H2PO4 H3PO4 2 NH3 NH42HPO4 H3PO4 3 NH3 NH43PO4 Качественная реакция на фосфорную кислоту и орто-фосфат ион


PO43 реакция с нитратом серебра. H3PO4 3 AgNO3 Ag3PO4 3 HNO3 При действии на фосфаты раствора фосфорной кислотой образуются гидро- и дигидрофосаты.H3PO4 Ca3PO42 3 CaHPO4 4 H3PO4 Ca3PO42 3 CaH2PO42 Раствор фосфорной кислоты реагирует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода. При этом фосфорная проявляет окислительные свойства за счт атомов водорода. 2 H3PO4 3 Mg Mg3PO42 3 H2 При нагревании отщепляет воду с образованием пирофосфорной


кислоты H4P2O7 . t 2 H3PO4 H4P2O7 H2O 3.4 Химические свойства некоторых соединений фосфора. Хлориды фосфора гидролизуются в воде по-разному. Хлорид фосфора III - образует фосфористую кислоту H3PO3 . Хлорид фосфора V - образует фосфорную кислоту H3PO4 . Cо щелочами хлориды образуют соли вышеуказанных кислот. PCl3 3 H2O H3PO3 3 HСl PCl5 4 H2O H3PO4 5 HCl PCl3 5


NaOH Na2HPO3 3 NaCl 2 H2O PCl3 8 NaOH Na3PO4 5 NaCl 4 H2O 8 Фосфин PH3 легко самовосгорается на воздухе с образованием ортофосфорной кислоты. t PH3 2 O2 H3PO4 Из ортофосфатов при нагревании с углеродом кокс и оксидом кремния IV без доступа воздуха в электрических печах восстанавливается белый фосфор P4 . Его пары конденсируют под холодной водой. t 2


Са3PO42 10 C 6 SiO2 6 CaSiO3 10 CO P4 9 4. Азот и его соединения. 4.1 Химические свойства азота N . Азот - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях азот проявляет степени окисления -3, 1, 2, 3, 4, 5. Реагируя с кислородом, азот проявляет восстановительные свойства. Азот соединяется с кислородом только при очень высокой температуре более 2000С .


При этом всегда образуется оксид азота II. t N2 O2 2 NO При нагревании до 350-450 С на катализаторе азот, проявляя свойства слабого окислителя соединяется с водородом, образуя аммиак NH3 . t N2 3 H2 2 NH3 Fe2О3 Азот проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с металлами образует нитриды Ca3N2 . t N2 3 Ca Ca3N2 4.2 Химические свойства оксида азота


II NО . Оксид азота II безразличный оксид, обладает окислительно-восстановительной двойственностью. Оксид азота II легко окисляется кислородом воздуха, проявляя восстановительные свойства 2 NO O2 2 NO2 Оксид азота II проявляет слабые окислительные свойства. t 2 NO 2 H2S 2 S N2 2 H2O 4.3 Химические свойства оксида азота IV NО2 . Оксид азота IV обладает окислительно-восстановительной двойственностью.


Оксид азота IV проявляет сильные окислительные свойства t 2 NO2 2 S 2 SO2 N2 Вступает в реакцию с водой и щелочами. При этом происходит реакция диспропорционирования. t 3 NO2 H2O 2 HNO3 NO 4 NO2 O2 2 H2O 4 HNO3 2 NO2 2 NaOH NaNO2 NaNO3 H2O 4.4 Химические свойства оксида азота


V N2О5 . Оксид азота V кислотный оксид, проявляет только окислительные свойства. Реагирует с водой с образованием азотной кислоты ангидрид азотной кислоты .N2O5 Н2О 2 НNO3 10 Окисляет простые вещества при нагревании. t N2O5 5 Cu 5 CuO N2 4.5 Химические свойства азотной кислоты НNО3 . Азотная кислота проявляет общие свойства кислот, обладает только окислительными свойствами.


HNO3 NaOH NaNO3 H2O 2 HNO3 СuO CuNO32 H2O 2 HNO3 СaCO3 CaNO32 CO2 H2O Азотная кислота проявляя общие свойства кислот, реагирует с основаниями, оксидами металлов, солями.Азотная кислота проявляет только окислительные свойства за счт атомов азота в степени окисления 5 N5 . Вступает в реакцию с металлами по разному в зависимости от природы металла и концентрации азотной кислоты см. схему . При этом в реакции с ней всегда образуется нитрат металла в высокой степени окисления


металла. Возможные продукты восстановления азотной кислоты NH4NO3 , N2O, N2 , NO, NO2. 4 Ca 10 HNO3 конц. 4 CaNO32 N2O 5 H2O Cu 4 HNO3 конц. CuNO32 2 NO2 2 H2O 8 Fe 30 HNO3разб. 8 FeNO33 3 NH4NO3 9 H2O 3 Cu 8 HNO3 разб. 3 CuNO32 2 NO 4 H2O На схеме приведена зависимость продукта восстановления азотной кислоты от активности


металла металл от Li до Zn N2O или N2 металл Аl, Cr, Fe, Au, Pt реакции нет HNO3 металл металлы Sn, Pb, Bi, Сu, Hg, Ag конц. NO2 металлы Al, Сr, Fe при t NO2 сложное вещество металл от Li до Fe NH4NO3 , N2O или N2 металл Au, Pt HNO3 металл реакции нет разб. металлы


Sn, Pb, Bi, Сu, Hg, Ag NO сложное вещество Концентрированная азотная кислота реагирует с неметаллами. При этом восстанавливается до NO2. 3 C 4 HNO3 конц. 3 CO2 4 NO 2 H2O 3 S 4 HNO3 конц. 3 SO2 4 NO 2 H2O 3 Р 5 HNO3 конц. 2 H2O 3 Н3РО4 5 NO 11 3 CuS 8 HNO3 разб. 3 CuSO4 8 NO 4 H2O CuS 8 HNO3 конц. CuSO4 8 NO2 4


H2O Окисляет сложные вещества по разному. Разбавленная восстанавливается до NO, а концентрированная до NO2.4.6 Химические свойства солей азотной кислоты МеNО3 . Cоли азотной кислоты нитраты проявляют общие свойства кислот, обладают при нагревании сильными окислительными свойствами. При нагревании разлагаются. Термическое разложение нитратов зависит от активности металла, которым он образован.


Ниже приведена зависимость продуктов разложения нитрата от места положения металла в ряду активностей металлов ряду напряжений Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений левее Mg t Общая схема МеNO3 MeNO2 O2 t 2 NaNO3 2 NaNO2 O2 t CaNO32 CaNO22 O2 Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений между Mg и Cu t Общая схема МеNO3 MeO NO2 O2 t 2 MgNO32 2


MgO 4 NO2 O2 t 4 FeNO32 2 Fe2O3 8 NO2 O2 Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений правее Cu t Общая схема МеNO3 Me NO2 O2 t 2 HgNO32 2 Hg 4 NO2 2 O2 t 2 AgNO3 2 Ag 2 NO2 O2 При нагревании нитраты реагируют с восстановителями углеродом, металлами . t 2 AlNO33 15 C Al2O3 15 CO 3 N2 t 4 AlNO33 30 C 2 Al2O3 15 CO2 6 N2 t 6 KNO3 10 Al KAlO2 2 Al2O3 3 N2


Только нитрат аммония NH4NO3 может разлагаться при нагревании иначе, чем все другие нитраты. t NH4NO3 N2O 2 H2O NH4NO3 N2 O2 H2O со взрывом 4.7 Химические свойства аммиака NН3 . Аммиак проявляет основные свойства и свойства восстановителя. NH3 H2O NH3 H2O NH3 H3PO4 NH4H2PO4 2 NH3 H3PO4 NH42HPO4 Реагируя с кислотами, кислыми солями и водой, аммиак проявляет свойства оснований.


NH3 NH4H2PO4 NH42HPO4 12 Аммиак реагирует с окислителями. При этом в большинстве случаев образуется азот N2 . t 4 NH3 3 O2 2 N2 6 H2O Pt,t 4 NH3 5 O2 4 NO 6 H2O t 2 NH3 3 CuO 3 Cu N2 3 H2O 2 NH3 3 Cl2 N2 6 HCl 2 NH3 2 KМnO4 2 MnO2 N2 2 KOH 2 H2О С кислородом аммиак реагирует по разному.


При окислении на платиновом катализаторе образуется оксид азота II.4.8 Химические свойства солей аммония. Соли аммония проявляют общие свойства солей и специфические свойства разлагаются при нагревании . При нагревании солей аммония со щелочами как в тврдом виде так и в растворе выделяется аммиак. t NH42SO4 2 NaOH Na2SO4 2 NH3 2 H2O При нагревании солей аммония всех кроме нитрата и нитрита выделяется аммиак. t


NH4Cl NH3 HCl t NH42SO4 NH3 NH4HSO4 для солей нелетучих многоосновных кислот t NH42CO3 2 NH3 CO2 H2O для солей летучих кислот 4.9 Химические свойства гидрата аммиака гидроксида аммония NH3 H2O . Гидрат аммиака водный раствор аммиака проявляет основные свойства, свойства восстановителя и комплексообразующие свойства. Реагируя с кислотами, кислыми солями и кислотными оксидами, гидрат аммиака


проявляет свойства оснований.NH3 H2O HNO3 NH4NO3 H2O NH3 H2O H2SO4 NH4HSO4 H2O NH3 H2O NH4H2PO4 NH42HPO4 H2O NH3 H2O CO2 NH4HCO3 Реагирует растворяя с металлами d-элементами, образуя аммиачные комплексные соединения. В уравнениях реакций гидрат аммиака берут в скобки, если коэффициент более 1.2 Сu O2 8 NH3 H2O конц. 2 CuNH34OH2 6 H2O Zn 4 NH3 H2O конц.


ZnNH34OH2 H2 2 H2O СuO 4 NH3 H2O конц. CuNH34OH2 3 H2O ZnO 4 NH3 H2O конц. ZnNH34OH2 3 H2O Ag2O 4 NH3 H2O конц. 2 AgNH32OH2 3 H2O СuOH2 4 NH3 H2O конц. CuNH34OH2 4 H2O ZnOH2 4 NH3 H2O конц. ZnNH34OH2 4 H2O СuCL2 4 NH3 H2O конц. CuNH34Cl2 4 H2O ZnSO4 4 NH3 H2O конц. ZnNH34SO4 4


H2O AgNO3 4 NH3 H2O конц. AgNH32NO3 2 H2O 13 2 NH3 H2O 2 KМnO4 2 MnO2 N2 2 KOH 4 H2О Гидрат аммиака реагирует с окислителями, проявляя восстановительные свойства. 14 5. Углерод и его соединения. 5.1 Химические свойства углерода С . Углерод - неметалл, для которого характерны больше восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. В соединениях углерод проявляет степени окисления 2, 4, а также может проявлять


отрицательные степени окисления в соединениях с металлами и органических соединениях . Углерод при нагревании по-разному реагирует с кислородом. В избытке кислорода образуется углекислый газ - СО2 . t C O2 CO2 В недостатке кислорода образуется угарный газ - СО . t 2 C O2 CO С металлами при нагревании углерод образует карбиды.


В этих реакциях углерод - окислитель. t Ca 2 C CaC2 t 4 Al 3 C Al4C3 t 2 Mg 3 C Mg2C3 Проявляя сильные восстановительные свойства, углерод восстанавливает большинство металлов кроме щелочных и щелочноземельных из их оксидов. t ZnO C Zn CO Избыточное количество углерода в реакции приводит к образованию карбида металла.t CaO 3 C CaC2 CO t 2 Al2O3 9 C Al4C3 6 CO t 2 MgO 5


C Mg2C3 2 CO Углерод восстанавливает при нагревании неметаллы из оксидов. t C H2O пар CO H2 При нагревании восстанавливает углекислый газ. t CO2 C 2 CO Углерод восстанавливает кислоты окислители. При этом сам углерод окисляется до углекислого газа СО2 . t C 2 H2SO4 конц. 2 SO2 CO2 2 H2O t C 4 HNO3 конц.


4 NO2 CO2 2 H2O Некоторые сульфиды Мg, Са нельзя получить осаждением из раствора. Для этой цели применяют углерод. t CaSO4 4 C CaS 4 CO 15 5.2 Химические свойства оксида углерода II СО . Оксид углерода II угарный газ - не проявляет кислотных свойств, типичный восстановитель при нагревании, хотя может проявлять окислительные свойства. t 2 CO


O2 2 CO2 Кислородом окисляется при нагревании в углекислый газ.С хлором образует чрезвычайно ядовитый газ - фосген COCl2 . t CO Cl2 COCl2 Восстанавливает при нагревании водород из паров воды. t H2O CO CO2 H2 Проявляя слабые окислительные свойства, реагирует с водородом по-разному на никелевом катализаторе с образованием метана CH4 . t, Ni CO H2


CH4 H2O На медном катализаторе образуется органическое вещество - спирт метанол - CH3OH t, CuO CO 2 H2 CH3OH При высоком давлении и сильном нагревании реагирует со щелочами, образуя соль органической - муравьиной кислоты формиат натрия - HCOONa t, p CO NaOH HCOONa 5.3 Химические свойства оксида углерода IV СО2 . Оксид углерода IV углекислый газ - обладает свойствами кислотного оксида, при нагревании с


сильными восстановителями проявляет слабые окислительные свойства. В реакциях со щелочами и гидратом аммиака проявляет свойства кислотного оксида. При этом образует два типа солей среднюю соль карбонат или кислую соль гидрокарбонат . CO2 NaOH NaHCO3 CO2 2 NaOH Na2CO3 H2O Реагирует с гидратом аммиака, образуя гидрокарбонат аммония. CO2 NH3 H2O NH4HCO3 В водном растворе образует слабую угольную кислоту, которая, реагируя с карбонатами


превращает их в гидрокарбонаты. CaCO3 CO2 H2O CaHCO32 Проявляет слабые окислительные свойства за счт углерода в степени окисления 4. Восстанавливается при нагревании углеродом. t CO2 C 2 CO Восстанавливается при нагревании активными металлами. t CO2 2 Mg 2 MgO C 16 Восстанавливается при нагревании водородом.


При этом образуется органическое вещество- газ метан CH4. t, Cu2O CO2 4 H2 CH4 2 H2O Избыток углекислого газа в закрытом помещении на подводной лодке, в бомбоубежище и т.д. регенирируют реакцией с пероксидом натрия. При этом образуется кислород О2 . 2 CO2 2 Na2O2 2 Na2CO3 O2 6. Кремний и его соединения. 6.1 Химические свойства кремния


Si . Кремний - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях азот проявляет степени окисления -4, 2, 4. Кремний соединяется с кислородом при высокой температуре 1200 С . При этом проявляет восстановительные свойства. t Si O2 SiO2 Кремний сгорает во фторе с образованием фторсилана


SiF4 . Si 2 F2 SiF4 Кремний соединяется с металлами при нагревании При этом проявляет окислительные свойства. t Si 2 Ca Ca2Si Кремний растворяется в плавиковой фтороводородной кислоте , проявляя восстановительные свойства. При этом образуется комплексное соединение. Si 6 HF конц. H2SiF4 2 H2 Реагирует с концентрированной щлочью.


При этом выделяется водород.ы t Si 2 NaOH конц. H2O Na2SiO3 2 H2 6.2 Химические свойства оксида кремния SiО2 . Оксид кремния IV - кислотный оксид, для которого не характерны окислительно-восстановительные свойства, но может проявлять слабые окислительные свойства. Не реагирует с водой t SiO2 2 NaOH Na2SiO3 H2O Реагирует со щелочами только при нагревании.


Оксид кремния IV растворяется в плавиковой фтороводородной кислоте , проявляя восстановительные свойства. При этом образуется комплексное соединение. SiO2 6 HF конц. H2SiF4 2 H2O Оксид кремния IV реагирует при славлении с солями летучих кислот карбонатами или сульфитами . t SiO2 Na2СO3 Na2SiO3 СO2 17 t SiO2 2 Mg Si 2 MgO t SiO2 3 Mg Mg2Si 2 MgO Реагируя с металлами при сплавлении, оксид кремния


IV проявляет свойства слабого окислителя. Реагируя с углеродом при сплавлении, оксид кремния IV проявляет свойства слабого окислителя. При этом образуется карбид кремния карборунд . t SiO2 3 C SiC 2 CO 6.3 Химические свойства некоторых соединений кремния. Кремниевая кислота при нагревании разлагается с образованием оксида углерода IV. t H2SiO3 SiO2 H2O Кремниевая кислота, реагируя со щелочами, проявляет общие свойства кислот.


H2SiO3 2 NaOH Na2SiO3 2 H2O Силан гидрид кремния IV самовоспламеняется на воздухе, образуя оксид кремния IV. SiH4 2 O2 SiO2 2 H2O 18 7. Хлор и его соединения. 7.1 Химические свойства хлора Сl2 . Хлор обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства. свет или t H2 Cl2 2 HCl Хлор соединяется с водородом на свету при комнатной температуре.


Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием хлорида. t 3 2 Fe 3 Cl2 2 FeCl3 Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет по-разному. Продукт зависит от количества хлора. t 2 P крас. 3 Cl2 2 PCl3 t 2 P крас. 5 Cl2 2 PCl5 В воде в присутствии хлора устанавливается равновесие. При этом образуется хлорноватистая HСlO кислота. Cl2


H2O HCl HClO Хлор по-разному реагирует с раствором щлочи. Без нагревания образуется соль гипохлорит NaClO , с нагреванием соль хлорат NaClO3 . В обоих случаях образуется хлорид NaCl . Это реакция диспропорционирования. Cl2 2 NaOH NaCl NaClO H2O t 3 Cl2 6 NaOH 5 NaCl NaClO3 3 H2O Окисляет сложные вещества в растворе. H2O2 Cl2


O2 2 HCl Вытесняет более слабые окислители галогены - бром и иод из солей. Этой реакцией можно отличить хлор от другого газа. 2 KI Cl2 2 KCl I2 7.2 Химические свойства хлороводорода НСl . Хлороводород или соляная кислота, если в растворе обладает общими свойствами кислот. Соляная кислота реагирует с активными металлами с металлами расположенными левее водорода в ряду напряжений


. 2 Fe 2 HCl FeCl2 H2 Соляная кислота реагирует с оксидами металлов. MgO 2 HCl MgCl2 H2O Соляная кислота реагирует с основаниями. FeOH3 3 HCl FeCl3 3 H2O 19 Соляная кислота реагирует с солями. CaCO3 2 HCl CaCl2 CO2 H2O AgNO3 HCl AgCl HNO3 Хлороводород и соляная кислота реагирует с аммиаком. NH3 HCl NH4Cl Концентрированная соляная кислота может проявлять свойства восстановителя, реагируя с


сильным окислителем в растворе. 16HCl 2 KMnO4 2 MnCl2 5 Cl2 2 KCl8 H2O конц. 7.3 Химические свойства хлорноватистой кислоты и е солей НСlО и МеСlО . Хлорноватистая кислота обладает общими свойствами кислот, проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Более характерны окислительные свойства. Реагируя со щелочами, хлорноватистая кислота проявляет общие свойства кислот.


HClO NaOH NaClO H2O Разлагается на свету с выделением кислорода. свет или t 2 HClO 2 HCl O2 При нагревании подвергается диспропорционированию с образованием соляной и хлорноватой кислоты. t 3 HClO 2 HCl HClO3 Реагирует с соляной кислотой с образованием хлора, проявляя свойства окислителя. HClO HCl Cl2 H2O Реагирует с восстановителями в растворе. HClO 2 KI KCl I2 KOH Гипохлориты KСlO cоли хлорноватистой кислоты в растворе проявляют сильные окислительные


свойства. 5 KClO I2 2 KOH 5 KCl 2 KIO3 H2O При нагревании гипохлориты диспропорционируют с образованием солей соляной и хлорноватой кислоты хлорида и хлората. t 3 NaClO 2 NaCl NaClO3 Угольная кислота CO2 H2O как более сильная вытесняет хлорноватистую кислоту из е солей. CaClO2 CO2 H2O CaCO3 2 HСlO 7.4 Химические свойства хлорноватой кислоты и е солей НСlО3 и МеСlО3 . Хлорноватая кислота обладает общими свойствами кислот, проявляет окислительно-восстановительную


двойственность. Более характерны окислительные свойства. HClO3 NaOH NaClO3 H2O Реагируя со щелочами, хлорноватая кислота проявляет общие свойства кислот. 20 Реагирует с соляной кислотой с образованием хлора, проявляя свойства окислителя. HClO3 5 HCl 3 Cl2 3 H2O Окисляет неметаллы . 2 HClO3 3 С 2 HCl 3 CO2 Хлораты KСlO3 cоли хлорноватой кислоты в растворе не проявляют окислительные свойства.


В тврдом виде при нагревании сильные окислители. Бертолетова соль KСlO3 разлагается при нагревании по-разному. С катализатором без взрыва, без катализатора со взрывом. t 2 KClO3 3 S 2 KCl 3 SO2 t 5 KClO3 6 P 5 KCl 3 P2O5 t KClO3 3MnO2 6 NaOH KCl 3 Na2MnO4 3 H2O t 4 KClO3 KСl 3 KClO4 t, MnO2 2 KClO3 2 KСl 3 O2 8. Бром и его соединения.


8.1 Химические свойства брома Вr2 . Бром обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства. Окислительные свойства слабее, чем у хлора и сильнее, чем у иода. t, Pt H2 Br2 2 HBr Бром соединяется с водородом при нагревании на катализаторе.Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием бромида. t 2 Fe 3 Br2 2 FeBr3 Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет по-разному.


Продукт зависит от количества брома. t 2 P крас. 3 Br2 2 PBr3 t 2 P крас. 5 Br2 2 PBr5 С водой образует гидрат, за счт чего и растворяется в ней. Раствор брома в воде называют бромной водой. Br2 n H2O Br2 n H2O бромная вода Бром по-разному реагирует с раствором щлочи. Без нагревания образуется соль гипобромит NaBrO , с нагреванием соль бромат


NaBrO3 . В обоих случаях образуется бромид NaBr . Это реакция диспропорционирования. Br2 2 NaOH NaBr NaBrO H2O t 3 Br2 6 NaOH 5 NaBr NaBrO3 3 H2O 21 Окисляет сложные вещества, например, аммиак. 3 Br2 8 NH3 6 NH4Br N2 Вытесняет более слабый окислитель галоген иод из его соли. 2 KI Br2 2 KBr I2 Окисляет сложные вещества в растворе.


3 Br2 S 4 H2O H2SO4 6 HBr Br2 H2S S 2 HBr Окисляется хлором при нагревании, проявляя слабые восстановительные свойства. t Br2 5 Cl2 6 H2O 10 HCl 2 HBrO3 8.2 Химические свойства бромоводорода и его солей НBr и МеBr . Бромоводород или бромоводородная кислота, если в растворе обладает общими свойствами кислот. Сильный восстановитель. AgNO3 HBr AgBr HNO3 Реагирует с солями, проявляя общие свойства кислот.Бромоводородная кислота и е соли проявляют свойства сильных восстановителей в растворе.


14 HBr K2Cr2O7 2 CrBr3 3 Br2 2 KBr 7 H2O 2 HBr H2SO4 конц. Br2 SO2 2 H2O 2 KBr 2 H2SO4 конц. Br2 SO2 K2SO4 2 H2O 9. Иод и его соединения. 9.1 Химические свойства иода I2 . Иод обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства. Окислительные свойства слабее, чем у хлора и брома.


Иод соединяется с водородом при нагревании на катализаторе очень плохо образуется равновесие . t, Pt H2 I 2 2 HI Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием иодида. Порошок алюминия реагирует с иодом без нагревания в присутствии каталитических количеств воды одной капли . t 2 Fe 3 I2 2 FeI3 H2O 2 Al 3 I2 2 AlI3 Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет только до трхвалентного состояния. t 2


P крас. 3 I2 2 PI3 22 Иод растворяется в растворе иодида калия, образуя комплексное соединение. KI I2 K I I2 Иод по-разному реагирует с раствором щлочи. Без нагревания образуется соль гипоиодит NaIO , с нагреванием соль иодат NaIO3 . В обоих случаях образуется иодид NaI . Это реакция диспропорционирования. I2 2 NaOH NaI NaIO H2O t 3 I2 6 NaOH 5 NaI NaIO3 3


H2O Иод реагирует с раствором гидрата аммиака с образованием иодистого азота нитрида иода . Иодистый азот взрывоопасное вещество в сухом виде. В мокром виде вещество устойчиво. 3 I2 4 NH3 H2O I3N 3 NH4I 4 H2O Иод, проявляя свойства восстановителя, окисляется окислителями в растворе. I2 5 O3 H2O 2 HIO3 5 O2 I2 5 H2O2 2 HIO3 4H2O t I2 10


HNO3 конц. 2 HIO3 10 NO2 4H2O Окисляется хлором при нагревании, проявляя слабые восстановительные свойства. t I2 5 Cl2 6 H2O 10 HCl 2 HIO3 Количественно в аналитической практике иод определяют реакцией с тиосульфатом натрия. I2 2 Na2S2O3 2 NaI Na2S4O6 9.2 Химические свойства иодоводорода и его солей НI и МеI . Иодоводород или иодоводородная кислота, если в растворе обладает общими свойствами кислот. Сильный восстановитель. 8 HJ H2SO4 конц. 4 J2 H2S 4


H2O 8 KI 5 H2SO4 конц. 4 I2 H2S 4 K2SO4 4 H2O Иодоводородная кислота и е соли проявляют свойства сильных восстановителей в растворе. 23 10. Водород и его соединения. 10.1 Химические свойства водорода Н2 . Водород - неметалл, для которого характерны больше восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. В соединениях сера проявляет степени окисления -1, 1. t 2


H2 O2 2 H2O Водород реагирует при нагревании со взрывом с кислородом.Водород реагирует на свету при комнатной температуре с хлором. С бромом и иодом реакция идт хуже, а со фтором со взрывом. свет или t H2 Cl2 2 HCl Соединяется при нагревании с серой. t H2 S H2S Реагирует с азотом на катализаторе при нагревании под давлением. t, р,


Fe2О3 3 H2 N2 2 NH3 Реагирует с углеродомна катализаторе при нагревании под давлением. t, р, Pt 2 H2 C CH4 Реагируя с металлами, водород проявляет слабые окислительные свойства. t H2 2 Na 2 NaH Вступает в каталитическую реакцию с оксидами углерода при нагревании с образованием метана СН4 . t, Cu2O CO2 4 H2 CH4 2 H2O Водород сильный восстановитель. Восстанавливает металлы и оксидов. Смешанный оксид железа


II,III FeO Fe2O3 железная окалина. t FeO Fe2O3 4 H2 3 Fe 4 H2O Водород в момент выделения атомарный водород может восстанавливать металлы из нерастворимых солей.HCl 2 AgCl Zn 2 Ag ZnCl2 10.2 Химические свойства гидридов металлов МеН . Гидриды металлов обладают только сильными восстановительными свойствами. Гидриды металлов реагируют с водой и кислотами. При этом выделяется водород за счт реакции диспропорционирования.


LiH H2O LiOH H2 LiH HCl LiCl H2 Гидриды металлов окисляются простыми веществами t 2 NaH O2 2 NaOH t NaH Cl2 NaCl HCl 24 t 2 NaH 2 SO2 Na2SO4 H2S Гидриды металлов восстанавливают сложные вещества.Гидриды металлов при нагревании плавятся. Электролизом расплава гидрида можно получить металл и водород. t, электролиз 2 NaH 2 Na H2



Не сдавайте скачаную работу преподавателю!
Данный реферат Вы можете использовать для подготовки курсовых проектов.

Доработать Узнать цену написания по вашей теме
Поделись с друзьями, за репост + 100 мильонов к студенческой карме :

Пишем реферат самостоятельно:
! Как писать рефераты
Практические рекомендации по написанию студенческих рефератов.
! План реферата Краткий список разделов, отражающий структура и порядок работы над будующим рефератом.
! Введение реферата Вводная часть работы, в которой отражается цель и обозначается список задач.
! Заключение реферата В заключении подводятся итоги, описывается была ли достигнута поставленная цель, каковы результаты.
! Оформление рефератов Методические рекомендации по грамотному оформлению работы по ГОСТ.

Читайте также:
Виды рефератов Какими бывают рефераты по своему назначению и структуре.

Сейчас смотрят :

Реферат Дорогами последних пятилеток экономика должна быть экономной
Реферат Эмоционально-личностные особенности старшеклассников, как фактор включенности в учебную группу
Реферат Древнерусское государство IX-начало XII вв
Реферат Древний Египет Древнее царство
Реферат Досягнення в техніці у XIX-на початку XX ст
Реферат Дохристиянські вірування та релігійні уявлення словянського населення Київської Русі
Реферат Разработка стратегии развития организации на основе маркетингового подхода на примере СООО Эффективные
Реферат Король маори
Реферат Разработка PR-проекта для каталога Ремонт BLIZKO
Реферат Земское самоуправление в 1907-1914 гг
Реферат Разработка технического оформления выставки
Реферат Земские соборы русского государства в XVI - XVII веках
Реферат Император дума и правительство в Первой мировой войне
Реферат Естествознание и техника в России XIX в
Реферат Разработка программы маркетинга на предприятии