Реферат: Химические свойства неметаллов и их соединений - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Химические свойства неметаллов и их соединений

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 66 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

1 Химические свойства неметаллов. 1. Сера и её соединения. 1.1 Химические свойства сер ы ( S ). Сера - неметалл, для которого характерны больше окислительные свойс тва, хотя может проявлять восстановительные свойства. В соединениях сер а проявляет степени окисления: -2, +4, +6. Сера реагирует с кислородом п ри нагревании, проявляя восстановительные свойства. При горении серы всегда обр азуется оксид серы (IV). t S + O 2 SO 2 Сер а реагирует с металлами при нагревании, проявляя окислительные свойств а. При этом образуются сульфиды металлов с низкой степенью окислени я металла. t M е + S M е S t 2 Al + 3 S Al 2 S 3 t Fe + S FeS Сера реагирует с водородом пр и нагревании, проявляя окислительные свойства. При этом образуется сероводород ( H 2 S ). t H 2 + S H 2 S t Na 2 S + S Na 2 S 2 При кипячении серы в растворе щёлочи происходит реакция диспропорционирования и образутся сульфид и сульфит металла. t 3 S + 6 NaOH 2 Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3 H 2 O Сера окисляется кислотами ок ислителями ( особенно при нагревании ). Азотная кислота окисляет серу до с ерной кислоты. t S+6 HNO 3 ( конц .) H 2 SO 4 + 6 NO 2 +2 H 2 O Сера окисляется концентриров анной серной кислотой в оксид серы (IV). Это реакция синпропорционирования. t S + 2 H 2 SO 4 ( конц .) 3 SO 2 + 2 H 2 O При кипячении серы в растворе сульфита натрия ( или калия ) происходит образование тиосульфата натрия ( или калия ). t S + Na 2 SO 3 (конц.) Na 2 SO 3 S 1.2 Химические свойства серово дорода ( H 2 S ). Сероводород ( или его на сыщенный раствор ) - проявляет общие свойства двухосновной кислоты, в оки слительно-восстановительных реакциях всегда восстановитель. Проявляя общие свойств а кислот, сероводород реагирует с щелочами с образованием средней или ки слой соли. H 2 S + NaOH NaHS + H 2 O H 2 S + 2 NaOH Na 2 S + H 2 O Сероводород может вступать в реакции с оксидами активных металлов. 2 H 2 S + K 2 O 2 KHS + H 2 O 2 Сероводород осаждает металлы Сu, Hg, Pb, Ag из растворов их солей. H 2 S + CuCl 2 CuS + 2 HCl Сероводород реагирует с кисл ородом по- разному, проявляя восстановительные свойства. При горении его на воздухе образуется оксид серы (IV) и вода. t 2 H 2 S + 3 O 2 2 SO 2 + 2 H 2 O На воздухе без нагревания сер оводородная кислота ( раствор сероводорода в воде ) окисляется до серы. 2 H 2 S + O 2 2 S + 2 H 2 O Сероводород окисляется даже не типичными окислителями ( SO 2 ). 2 H 2 S + SO 2 3 S + 2 H 2 O Сероводород окисляется сильн ыми окислителями до серы ( S ) 3 H 2 S + 2 KMnO 4 3 S +2 MnO 2 + 2 KOH + 2 H 2 O или до серной кислоты ( H 2 SO 4 ). H 2 S + 4 Cl 2 + 4 H 2 O H 2 SO 4 + 8 HCl 1.3 Химические свойства серной кислоты ( H 2 SО 4 ). Серная кислота, проявляя общи е свойства кислот, реагирует с щелочами с образованием средней или кисло й соли. H 2 SO 4 + NaOH NaHSO 4 + H 2 O H 2 SO 4 + 2 NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O С оксидами металлов. Fe 2 O 3 + 3 H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3 H 2 O С солями. CaCO 3 + H 2 SO 4 CaSO 4 + CO 2 + H 2 O Раствор серной кислоты реаги рует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода. При этом серная кислота проявляет окислительные свойства за счёт атомо в водорода. 2 Al + 3 H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 H 2 +2 Fe + H 2 SO 4 Fe SO 4 + H 2 Концентрированная серная кис лота обладает особыми свойствами. Она всегда проявляет окислительные с войства за счёт 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: SO 2 , S , H 2 S Какой именно образуется продукт зависит от активности металла. С u + 2 H 2 SO 4 ( конц .) CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O 3 Zn + 4 H 2 SO 4 ( к онц .) 3 ZnSO 4 + S +4 H 2 O 4 Mg+ 5 H 2 SO 4 ( к онц .) 4 MgSO 4 +H 2 S +4 H 2 O На схемы пр иведена зависимость продукта восстановления серной кислоты от активности металла: 3 металл Cd - Ag SO 2 металл Zn H 2 S, S или SO 2 металлы Li - Mg H 2 SO 4 + металл H 2 S ( конц .) металлы Pt, Au реакции нет металлы Al, Сr, Fe, Pb ( без t ) реакции нет металлы Al, Сr, Fe, Pb ( при t ) SO 2 сложное вещество При нагревании концентрированная серная кислота окисляет нем еталлы и при этом сама восстанавливается до оксида серы (IV) - ( SO 2 ). t S + 2 H 2 SO 4 ( конц .) 3 SO 2 + 2 H 2 O t C + 2 H 2 SO 4 ( конц .) 2 SO 2 + CO 2 + 2 H 2 O t 2 P + 5 H 2 SO 4 ( конц .) 2 H 3 PO 4 + 5 SO 2 + 2 H 2 O Некоторые сложные вещества восстанавливают серную концентрированную кисл оту по разному. Возможные продукты восстановления серной кислоты: SO 2 , S , H 2 S. Бромоводородная кислота и её соли восстанавливают H 2 SO 4 до SO 2 . Иодоводородная кислота и её соли более сильные восстановители и восста навливают H 2 SO 4 до H 2 S. 3 H 2 S + H 2 SO 4 ( конц .) 4 S + 4 H 2 O 2 KBr+2 H 2 SO 4 ( к онц .) SO 2 + Br 2 +K 2 SO 4 + 2 H 2 O 8 K I + 5 H 2 SO 4 ( конц .) H 2 S + 4 I 2 +4 K 2 SO 4 +4 H 2 O 1.4 Химические свойства оксида серы (IV) ( SО 2 ). Оксид серы (IV) ( или его нас ыщенный раствор H 2 SO 3 - cернистая кислота) - проявляет общие свойства кислотных оксидов, в окислительно-восстановительных реакциях больше характерны восстановительные свойства, хотя мо жет проявлять окислительные свойства. Проявляя свойства кислотных оксидов, оксид серы (IV) реагирует с щелочами с образованием средней или ки слой соли. SO 2 + KOH KHSO 3 SO 2 + 2 KOH K 2 SO 3 + H 2 O Реагирует с основными оксида ми с образованием средней соли. SO 2 + K 2 O K 2 SO 3 Оксид cеры (IV) проявляет восстан овительные свойства. В реакциях с окислителями превращается в сульфат и он ( сульфат металла ). 5 SO 2 +2 KMnO 4 +2 H 2 O 2 MnSO 4 +2 H 2 SO 4 +K 2 SO 4 Окисляется кислородом при на гревании только в присутствии катализатора. V 2 O 5 , t 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 Реагируя с сероводородом про являет свои слабые окислительные свойства. SO 2 + 2 H 2 S 3 S + 2 H 2 O 4 2. Кислород и его с оединения. Кислород ( О ) - неметалл, д ля которого больше характерны окислительные свойства. Однако, есть соед инения, в которых атомы кислорода проявляют восстановительные свойств а. В соединениях кислород проявляет степени окисления: -2, -1, 0, ( очень редко +2 ). Кислород - элемент образует два простых вещества: кислород - ( О 2 ) и озон - ( О 3 ). 2.1 Химические свойства кислорода ( О 2 ). Простое вещество кислород ( О 2 ) - всегда проявляет только окислите льные свойства. Реагирует при нагревании с не металлами: углеродом - ( С ), серой - ( S ), фосфором - ( Р ), водородом - ( Н 2 ) при очень сильном нагревании с азотом - ( N 2 ). Реакция вещества с кислородом называется реакцией горения. Она протека ет с выделением большого количества теплоты. t C + O 2 CO 2 t S + O 2 SO 2 t 4 P ( крас .) + 5 O 2 2 Р 2 O 5 t 2 H 2 + O 2 2 H 2 O t>2000 C N 2 + O 2 2 NO Кислородом окисляются многие металлы. Литий и кальций, а также малоактивные металлы горят в ки слороде с образованием оксида металла ( металл в оксиде проявляет высоку ю степень окисления ). Натрий ( Na ) окисляется кислородом без нагревания. И при эт ом образуется пероксид натрия ( Na 2 O 2 ). В пероксидах кислород имеет степень оки сления ( - 1 ). Очень активные металлы - калий ( K ), рубидий (Rb ) и цезий окисл яются кислородом ,без нагревания в надпероксиды, например, надпероксид к алия - ( KO 2 ). Железо, сгорая в кислороде, образует “смешанный оксид” ( т.е. смесь оксидов железа (II) и железа (III) - железную окалину ( FeO • Fe 2 O 3 или Fe 3 O 4 ). Не реагируют с кислородом серебро, золото и платина. t 4 Li + O 2 2 Li 2 O t 2 Ca + O 2 2CaO t 2 Cu + O 2 2 CuO 2 Na + O 2 Na 2 O 2 K + O 2 KO 2 t 3 Fe + 2 O 2 FeO • Fe 2 O 3 Сложные вещества, сгорая в кис лороде, образуют как правило оксиды элементов, составляющих сложное вещ ество. При этом образуется оксид металла в наивысшей степени окисления. t CuS + 1,5 O 2 CuO + SO 2 При очень высокой температур е ( 3000 С ) или электриче ском разряде кислород ( О 2 ) превращаетс я в озон ( О 3 ). t 3 O 2 2 O 3 5 2.2 Химические свойства озона ( О 3 ). Озон ( О 3 ) - всегда проявляет только окислительные свойства. Озо н, в отличие от кислорода, окисляет серебро. При этом получается пероксид серебра. 2 O 3 + 2 Ag Ag 2 O 2 + 2 O 2 Реа гирует с восстановителями в растворе. Реакция с иодидом калия используе тся для обнаружения озона. O 3 + 2 K I + H 2 O I 2 + O 2 + 2 KOH Мож ет реагировать с некоторыми восстановителями по-разному. O 3 + H 2 S SO 2 + H 2 O 4 O 3 + 3 H 2 S 3 H 2 SO 4 2.3 Химические свойства пероксид а водорода ( Н 2 О 2 ). Пероксид водорода ( перекись водорода ) - может проявлять как окислит ельные, так и восстановительные свойства. Окислительные свойства харак терны в большей степени, чем восстановительные. При нагревании или каталитич еском действии оксида марганца ( IV ) разлагается с выделением кислорода. t или MnO 2 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 Реагирует с восстановителями в растворе, проявляя окислительные свойства. При этом превращается в во ду. H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2 K I I 2 + 2 H 2 O + K 2 SO 4 Реакция окисления черного су льфида свинца в белый сульфат свинца используется в реставрационных ра ботах. 4 H 2 O 2 + PbS PbSO 4 + 4 H 2 O Перекись водорода проявляет свойства восстановителя в реакции с оксидом серебра. При этом выделяетс я кислород. H 2 O 2 + Ag 2 O 2 Ag + O 2 + H 2 O Сильные окислители ( перманга наты, дихроматы, хлор и бром ) окисляют пероксид водорода. При этом выделяе тся кислород. В этих реакциях пероксид водорода - восстановитель. H 2 O 2 + Cl 2 O 2 + 2 HCl 5 H 2 O 2 +2 KMnO 4 +3 H 2 SO 4 2 MnSO 4 +5 O 2 +K 2 SO 4 + 8H 2 O 6 3. Фосфор и его соединения. 3.1 Химические свойства фосфо ра ( P ). Фосфор - неметалл, для которого характерны как восстановительные, та к и свойства окислителя. В соединениях фосфор проявляет степени окислен ия: -3, +3, +5. Реагируя с кислородом, фосфор проявляет восстановительные свойства. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, а при нагревании энергич но. Белый фосфор на воздухе самовоспламеняется и очень энергично сгорает. t 4 P (крас.) + 5 O 2 P 4 O 10 P 4 (бел.) + 5 O 2 P 4 O 10 При легком нагревании ( 40-90 С красный фосфор окисляется хлором по разному. При небольшом колич естве хлора образуется хлорид фосфора (III), а в избытке хлора образуется хл орид фосфора (V). t 2 P (крас.) + 3 Cl 2 2 PCl 3 t 2 P (крас.) + 5 Cl 2 2 PCl 5 Красный фосфор медленно окис ляется кислотами-окислителями, превращаясь в ортофосфорную кислоту ( H 3 PO 4 ). t P (крас.) + 5 HNO 3 (конц.) H 3 PO 4 + 5 NO 2 + H 2 O t 2 P( крас .)+5 H 2 SO 4 ( кон ц .) 2 H 3 PO 4 +5 SO 2 +2 H 2 O Белый фосфор проявляет свойс тва слабого окислителя, реагируя с водородом при нагревании под давлени ем. При этом образуется газ - фосфин ( PH 3 - о чень ядовит). t, p P 4 (бел.) + 6 H 2 4 PH 3 Красный фосфор проявляет сво йства слабого окислителя, реагируя с металлами образует фосфиды ( Ca 3 P 2 ). t 2 P (крас.) + 3 Ca Ca 3 P 2 При нагревании со щелочами бе лый фосфор диспропорционирует, превращаясь в соль фосфиновой кислоты ( H 3 PO 2 ) - ги пофосфит - NaH 2 PO 2 и при этом выделяется газ фосфин - PH 3 P 4 (бел.)+3 NaOH (конц.)+3 H 2 O 3 NaH 2 PO 2 + PH 3 3.2 Химические свойства оксид а фосфора (V) ( P 2 О 5 ). Оксид фосфора (V) ( фосфорны й ангидрид ) - обладает свойствами кислотного оксида, сильно гигроскопич ен ( поглощает пары воды из воздуха). Реагирует с водой по-разному. Без нагревания с образованием метаосфосфорной кислоты ( HPO 3 ). При нагревании с образованием ортофосфорной кислоты ( H 3 PO 4 ). P 2 O 5 + H 2 O 2 HPO 3 t P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 У кислородсодержащих 100 % кисло т отнимает воду с образованием кислотного оксида. P 2 O 5 + 2 HNO 3 (безводн.) 2 HPO 3 + N 2 O 5 7 В реакциях со щелочами и гидра том аммиака проявляет свойства кислотного оксида многоосновной кислот ы. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- Na 3 PO 4 ), кислую соль ( гидрофо сфат- Na 2 HPO 4 ) или кислую соль ( дигидрофосфат- NaH 2 PO 4 ). P 2 O 5 + 2 Nа OH + H 2 O 2 NaH 2 PO 4 P 2 O 5 + 4 Nа OH 2 Na 2 HPO 4 + H 2 O P 2 O 5 + 6 Nа OH 2 Na 3 PO 4 + 3 H 2 O 3.3 Химические свойства ортоф осфорной ( фосфорной ) кислоты ( H 3 PО 4 ). Фосфорная кислота - обла дает общими свойствами кислот, окислительные свойства за счёт водорода ( в реакциях с металлами ). В реакциях со щелочами п роявляет свойства многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- K 3 PO 4 ), кислую соль ( гидрофосфат- K 2 HPO 4 ) или кислую соль ( диги дрофосфат- KH 2 PO 4 ). H 3 PO 4 + KOH KH 2 PO 4 + H 2 O H 3 PO 4 + 2 KOH K 2 HPO 4 + 2 H 2 O H 3 PO 4 + 3 KOH K 3 PO 4 + 3 H 2 O В реакциях с аммиаком ( гидрато м аммиака ) проявляет свойства многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- (NH 4 ) 3 PO 4 ), кислу ю соль ( гидрофосфат- (NH 4 ) 2 HPO 4 ) или кислую с оль ( дигидрофосфат- NH 4 H 2 PO 4 ). H 3 PO 4 + NH 3 NH 4 H 2 PO 4 H 3 PO 4 + 2 NH 3 (NH 4 ) 2 HPO 4 H 3 PO 4 + 3 NH 3 (NH 4 ) 3 PO 4 Качественная реакция на фосф орную кислоту и орто-фосфат ион ( PO 4 3- ) - реакция с нитратом серебра. H 3 PO 4 + 3 AgNO 3 Ag 3 PO 4 + 3 HNO 3 При действии на фосфаты раств ора фосфорной кислотой образуются гидро- и дигидрофосаты. H 3 PO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2 3 CaHPO 4 4 H 3 PO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2 3 Ca(H 2 PO 4 ) 2 Раствор фосфорной кислоты ре агирует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водоро да. При этом фосфорная проявляет окислительные свойства за счёт атомов во дорода. 2 H 3 PO 4 + 3 Mg Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3 H 2 При нагревании отщепляет вод у с образованием пирофосфорной кислоты ( H 4 P 2 O 7 ). t 2 H 3 PO 4 H 4 P 2 O 7 + H 2 O 3.4 Химические свойства некоторы х соединений фосфора. Хлориды фосфора гидролизуютс я в воде по-разному. Хлорид фосфора (III) - образует фосфористую кислоту ( H 3 PO 3 ). Хлорид фосфора (V) - образует фосфорную кислоту ( H 3 PO 4 ). Cо щелочами хлориды образуют соли вышеуказанных кислот. PCl 3 + 3 H 2 O H 3 PO 3 + 3 HСl PCl 5 + 4 H 2 O H 3 PO 4 + 5 HCl PCl 3 + 5 NaOH Na 2 HPO 3 + 3 NaCl + 2 H 2 O PCl 3 + 8 NaOH Na 3 PO 4 + 5 NaCl + 4 H 2 O 8 Фосфин ( PH 3 ) легко самовосгорается на воздухе с образовани ем ортофосфорной кислоты. t PH 3 + 2 O 2 H 3 PO 4 Из ортофосфатов при нагреван ии с углеродом ( кокс ) и оксидом кремния (IV) без доступа воздуха в электриче ских печах восстанавливается белый фосфор ( P 4 ). Его пары конденсируют под холодной водой. t 2 Са 3 (PO 4 ) 2 +10 C + 6 SiO 2 6 CaSiO 3 + 10 CO + P 4 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 пр оявляет восстановительные свойства. Азот соединяется с кислородом только при очень высокой температуре ( бол ее 2000 С ). При этом всег да образуется оксид азота ( II) . t N 2 + O 2 2 NO При нагревании до 350-450 С на катализаторе азот, проявляя свойства слабого окислителя соед иняется с водородом, образуя аммиак ( NH 3 ) . t N 2 + 3 H 2 2 NH 3 Fe 2 О 3 Азот проявляет свойства слаб ого окислителя, реагируя с металлами образует нитриды ( Ca 3 N 2 ). t N 2 + 3 Ca Ca 3 N 2 4.2 Химические свойства оксида аз ота ( II ) ( N О ). Оксид азота ( II ) – безразличный оксид, обладает окислит ельно-восстановительной двойственностью. Оксид азота ( II ) легко окисляется кислородом воздуха, пр оявляя восстановительные свойства: 2 NO + O 2 2 NO 2 Оксид азота ( II ) проявляет слабые окислительные свойст ва. t 2 NO + 2 H 2 S 2 S + N 2 + 2 H 2 O 4.3 Химические свойства оксида азота ( IV ) ( N О 2 ). Оксид азота ( IV ) – обладает окислительно-восстановите льной двойственностью. Оксид азота ( IV ) проявляет сильные окислительные свойс тва t 2 NO 2 + 2 S 2 SO 2 + N 2 Вступает в реакцию с водой и ще лочами. При этом происходит реакция диспропорционирования. t 3 NO 2 + H 2 O 2 HNO 3 + NO 4 NO 2 + O 2 + 2 H 2 O 4 HNO 3 2 NO 2 + 2 NaOH NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O 4.4 Химические свойства оксида аз ота ( V ) ( N 2 О 5 ). Оксид азота ( V) – кислотный оксид, проявляет только оки слительные свойства. Реагирует с водой с обра зованием азотной кислоты ( ангидрид азотной кислоты ). N 2 O 5 + Н 2 О 2 Н NO 3 10 Окисляет простые вещес тва при нагревании. t N 2 O 5 + 5 Cu 5 CuO + N 2 4.5 Химические свойства азотной к ислоты ( Н N О 3 ). Азотная кислота – проя вляет общие свойства кислот, обладает только окислительными свойствам и. Азотная кислота проявляя общие свойства кислот, реаг ирует с основаниями, оксидами металлов, солями. H N O 3 + NaOH Na NO 3 + H 2 O 2 H N O 3 + С uO Cu( NO 3 ) 2 + H 2 O 2 H N O 3 + С aCO 3 Ca( NO 3 ) 2 + CO 2 + H 2 O Азотная кислота проявляет только окислительные свойств а за счёт атомов азота в степени окисления +5 ( N +5 ) . Вступает в реакцию с металлами по разному в зависимости от природы метал ла и концентрации азотной кислоты ( см. схему ). При этом в реакции с ней всегда образуется нитрат металла в высокой степ ени окисления металла. Возможные продукты восстановления азотной кислоты: NH 4 NO 3 , N 2 O , N 2 , NO , NO 2 . 4 Ca + 10 HNO 3 (конц.) 4 Ca(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5 H 2 O Cu + 4 HNO 3 (конц.) Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O 8 Fe+ 30 HNO 3 (разб.) 8 Fe(NO 3 ) 3 + 3 NH 4 NO 3 + 9 H 2 O 3 Cu + 8 HNO 3 (разб.) 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O На схеме пр иведена зависимость продукта восстановления азотной кислоты от активности металла: металл от Li до Zn N 2 O или N 2 металл А l , Cr, Fe, Au, Pt реакции нет HNO 3 + металл металлы Sn, Pb, Bi, Сu, Hg, Ag (конц.) NO 2 металлы Al, Сr, Fe ( при t ) NO 2 сложное вещество металл от Li до Fe NH 4 NO 3 , N 2 O или N 2 металл Au, Pt HNO 3 + металл реакции нет ( разб. ) металлы Sn, Pb, Bi, С u, Hg, Ag NO сложное вещество Концентрированная а зотная кислота реагирует с неметаллами. При этом восста навливается до NO 2 . 3 C + 4 HNO 3 (конц.) 3 CO 2 + 4 NO + 2 H 2 O 3 S + 4 HNO 3 (конц.) 3 SO 2 + 4 NO + 2 H 2 O 3 Р + 5 HNO 3 (конц.) + 2 H 2 O 3 Н 3 РО 4 + 5 NO 11 Окисляет сложные вещес тва по разному. Разбавленная восстанавливается до NO , а концентрированная до NO 2 . 3 CuS + 8 HNO 3 (разб.) 3 CuSO 4 + 8 NO + 4 H 2 O CuS + 8 HNO 3 (конц.) CuSO 4 + 8 NO 2 + 4 H 2 O 4.6 Химические свойства солей азо тной кислоты ( Ме N О 3 ). C оли азотной кислоты ( нитраты ) – проявляют общие свойства кислот, о бладают при нагревании сильными окислительными свойствами. При нагрев ании разлагаются. Термическо е разложение нитратов зависит от активности металла, которым он образов ан. Ниже приведена зависимость продуктов разложения нитрата от места поло жения металла в ряду активностей металлов ( ряду напряжений ): Металл в нитрате занимает пол ожение в ряду напряжений левее Mg : t Общая схема: МеNO 3 MeNO 2 + O 2 t 2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2 t Ca(NO 3 ) 2 Ca(NO 2 ) 2 + O 2 Металл в нитрате занимает пол ожение в ряду напряжений между Mg и Cu : t Общая схема: МеNO 3 MeO + NO 2 + O 2 t 2 Mg(NO 3 ) 2 2 MgO + 4 NO 2 + O 2 t 4 Fe(NO 3 ) 2 2 Fe 2 O 3 + 8 NO 2 + O 2 Металл в нитрате занимает пол ожение в ряду напряжений правее Cu : t Общая схема: МеNO 3 Me + NO 2 + O 2 t 2 Hg(NO 3 ) 2 2 Hg + 4 NO 2 + 2 O 2 t 2 AgNO 3 2 Ag + 2 NO 2 + O 2 При нагревании нитраты реаги руют с восстановителями ( углеродом, металлами ). t 2 A l (NO 3 ) 3 + 15 C A l 2 O 3 + 15 CO + 3 N 2 t 4 A l (NO 3 ) 3 + 30 C 2 A l 2 O 3 + 15 CO 2 + 6 N 2 t 6 KNO 3 + 10 A l KA l O 2 + 2 A l 2 O 3 + 3 N 2 Только нитрат аммония ( NH 4 NO 3 ) мож ет разлагаться при нагревании иначе, чем все другие нитраты. t NH 4 NO 3 N 2 O + 2 H 2 O NH 4 NO 3 N 2 + O 2 + H 2 O ( со взрывом ! ) 4.7 Химические свойства аммиака ( NН 3 ). Аммиак – проявляет основные свойства и свойства восстановителя. Реагируя с кислотами, ки слыми солями и водой, аммиак проявляет свойства оснований. NH 3 + H 2 O NH 3 • H 2 O NH 3 + H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 2 NH 3 + H 3 PO 4 (NH 4 ) 2 HPO 4 NH 3 + NH 4 H 2 PO 4 (NH 4 ) 2 HPO 4 12 Аммиак реагирует с окис лителями. При этом в большинстве случаев образуется азот ( N 2 ) . С кислородом аммиак реагирует по разному. При окислении на платиновом ка тализаторе образуется оксид азота ( II) . t 4 NH 3 + 3 O 2 2 N 2 + 6 H 2 O Pt,t 4 NH 3 + 5 O 2 4 NO + 6 H 2 O t 2 NH 3 + 3 CuO 3 Cu + N 2 + 3 H 2 O 2 NH 3 + 3 C l 2 N 2 + 6 HC l 2 NH 3 + 2 KМnO 4 2 MnO 2 + N 2 + 2 K O H + 2 H 2 О 4.8 Химические свойства солей амм ония. Соли аммония – проявляют общие свойства солей и специфические свой ства ( разлагаются при нагревании ). При нагревании солей ам мония со щелочами ( как в твёрдом виде так и в растворе ) выделяется аммиак. t (NH 4 ) 2 SO 4 + 2 NaOH Na 2 SO 4 + 2 NH 3 + 2 H 2 O При нагревании солей аммо ния ( всех кроме нитрата и нитри та ) выделяется аммиак. t NH 4 C l NH 3 + HC l t (NH 4 ) 2 SO 4 NH 3 + NH 4 HSO 4 ( для солей нелетучих многоосновных кислот ) t (NH 4 ) 2 CO 3 2 NH 3 + CO 2 + H 2 O ( для солей летучих кислот ) 4.9 Химические свойства гидрата а ммиака ( гидроксида аммония ) ( NH 3 • H 2 O ). Гидрат аммиака ( водный раствор аммиака ) – проявляет основные свойств а, свойства восстановителя и комплексообразующие свойства. Реагируя с кислотами, кислыми солями и кислотными оксидами, гидрат аммиака проявляет свойства основа ний. NH 3 • H 2 O + HNO 3 NH 4 NO 3 + H 2 O NH 3 • H 2 O + H 2 S O 4 NH 4 HSO 4 + H 2 O NH 3 • H 2 O + NH 4 H 2 PO 4 (NH 4 ) 2 HPO 4 + H 2 O NH 3 • H 2 O + CO 2 NH 4 HCO 3 Реагирует ( растворяя ) с ме таллами – d -элементами, образу я аммиачные комплексные соединения. В уравнениях реакций гидрат аммиака берут в скобки, если коэффициент бол ее 1. 2 Сu + O 2 + 8 ( NH 3 • H 2 O ) (конц.) 2 [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 6 H 2 O Zn + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + H 2 + 2 H 2 O СuO + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 3 H 2 O ZnO + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 3 H 2 O Ag 2 O + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) 2 [Ag(NH 3 ) 2 ](OH) 2 + 3 H 2 O Сu(OH) 2 + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 4 H 2 O Zn(OH) 2 + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 4 H 2 O СuCL 2 + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) [Cu(NH 3 ) 4 ]C l 2 + 4 H 2 O ZnSO 4 + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) [Zn(NH 3 ) 4 ]SO 4 + 4 H 2 O AgNO 3 + 4 (NH 3 • H 2 O) (конц.) [Ag(NH 3 ) 2 ]NO 3 + 2 H 2 O 13 Гидрат аммиака реагиру ет с окислителями, проявляя восстановительные свойства. 2 (NH 3 • H 2 O) + 2 KМnO 4 2 MnO 2 + N 2 + 2 K O H + 4 H 2 О 14 5. Углерод и его со единения. 5.1 Химические свойства углер ода ( С ). Углерод - неметалл, для которого характерны больше восстановительн ые свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. В соединениях углерод проявляет степени окисления: + 2, +4, а также может проявлять отрицат ельные степени окисления ( в соединениях с металлами и органических соед инениях ). Углерод при нагревании по-раз ному реагирует с кислородом. В избытке кислорода образуется углекислый газ - ( СО 2 ). t C + O 2 CO 2 В недостатке кислорода образ уется угарный газ - ( СО ). t 2 C + O 2 CO С металлами при нагревании уг лерод образует карбиды. В этих реакциях углерод - окислитель. t Ca + 2 C CaC 2 t 4 Al + 3 C Al 4 C 3 t 2 Mg + 3 C Mg 2 C 3 Проявляя сильные восстановит ельные свойства, углерод восстанавливает большинство металлов ( кроме щ елочных и щелочноземельных ) из их оксидов. t ZnO + C Zn + CO Избыточное количество углеро да в реакции приводит к образованию карбида металла. t CaO + 3 C CaC 2 + CO t 2 Al 2 O 3 + 9 C Al 4 C 3 + 6 CO t 2 MgO + 5 C Mg 2 C 3 + 2 CO Углерод восстанавливает при нагревании неметаллы из оксидов. t C + H 2 O (пар) CO + H 2 При нагревании восстанавлива ет углекислый газ. t CO 2 + C 2 CO Углерод восстанавливает кисл оты окислители. При этом сам углерод окисляется до углекислого газа ( СО 2 ). t C + 2 H 2 SO 4 (конц.) 2 SO 2 + CO 2 + 2 H 2 O t C + 4 HNO 3 (конц.) 4 NO 2 + CO 2 + 2 H 2 O Некоторые сульфиды ( Мg, Са ) нель зя получить осаждением из раствора. Для этой цели применяют углерод. t CaSO 4 + 4 C CaS + 4 CO 15 5.2 Химические свойства оксида углерода (II) ( СО ). Оксид углерода (II) ( угарный газ ) - не проявляет кислотных свойств, типи чный восстановитель при нагревании, хотя может проявлять окислительны е свойства. Кислородом окисляется при нагревании в углекислый газ. t 2 CO + O 2 2 CO 2 С хлором образует чрезвычайн о ядовитый газ - фосген ( COCl 2 ). t CO + Cl 2 COCl 2 Восстанавливает при нагреван ии водород из паров воды. t H 2 O + CO CO 2 + H 2 Проявляя слабые окислительны е свойства, реагирует с водородом по-разному: на никелевом катализаторе с образованием метана ( CH 4 ). t, Ni CO + H 2 CH 4 + H 2 O На медном катализаторе образ уется органическое вещество - спирт: метанол - CH 3 OH t, CuO CO + 2 H 2 CH 3 OH При высоком давлении и сильно м нагревании реагирует со щелочами, образуя соль органической - муравьин ой кислоты: формиат натрия - HCOONa t, p CO + NaOH HCOONa 5.3 Химические свойства оксида углерода (IV) ( СО 2 ). Оксид углерода (IV) ( углекислый газ ) - обладает свойствами кислотного о ксида, при нагревании с сильными восстановителями проявляет слабые оки слительные свойства. В реакциях со щелочами и гидратом аммиака проявляет свойства кислотного оксида. При этом образу ет два типа солей: среднюю соль ( карбонат ) или кислую соль ( гидрокарбонат ). CO 2 + NaOH NaHCO 3 CO 2 + 2 NaOH Na 2 CO 3 + H 2 O Реагирует с гидратом аммиака, образуя гидрокарбонат аммония. CO 2 + NH 3 • H 2 O NH 4 HCO 3 В водном растворе образует сл абую угольную кислоту, которая, реагируя с карбонатами превращает их в г идрокарбонаты. CaCO 3 + CO 2 + H 2 O Ca(HCO 3 ) 2 Про являет слабые окислительные свойства за счёт углерода в степени окисле ния +4. Восстанавливается при нагревании углеродом. t CO 2 + C 2 CO Восстанавливается при нагрев ании активными металлами. t CO 2 + 2 Mg 2 MgO + C 16 Восстанавливается при нагревании водородом. При этом образуется органическое вещество- газ ме тан ( CH 4 ). t, Cu 2 O CO 2 + 4 H 2 CH 4 + 2 H 2 O Избыток углекислого газа в за крытом помещении ( на подводной лодке, в бомбоубежище и т.д. ) регенирируют реакцией с пероксидом натрия. При этом образуется кислород ( О 2 ). 2 CO 2 + 2 Na 2 O 2 2 Na 2 CO 3 + O 2 6. Кремний и его соединения. 6.1 Химические свойства кремн ия ( Si ). Кремний - неметалл, для которого характерны как восстановительные, т ак и свойства окислителя. В соединениях азот проявляет степени окислени я: -4, +2, +4. Кремний соединяется с кислор одом при высокой температуре ( 1200 С ). При этом проявляет восстановительные свойства. t Si + O 2 SiO 2 Кремний сгорает во фторе с обр азованием фторсилана ( SiF 4 ). Si + 2 F 2 SiF 4 Кремний соединяется с металл ами при нагревании.. При этом проявляет окислительные свойства. t Si + 2 Ca Ca 2 Si Кре мний растворяется в плавиковой ( фтороводородной кислоте ), проявляя вос становительные свойства. При этом образуется комплексное соединение. Si + 6 HF (конц.) H 2 [SiF 4 ] + 2 H 2 Реагирует с концентрированно й щёлочью. При этом выделяется водород.ы t Si + 2 NaOH (конц.) + H 2 O Na 2 SiO 3 + 2 H 2 6.2 Химические свойства оксида кр емния ( SiО 2 ). Оксид кремния ( IV) - кисл отный оксид, для которого не характерны окислительно-восстановительны е свойства, но может проявлять слабые окислительные свойства. Не реагиру ет с водой Реагирует со щелочами т олько при нагревании. t SiO 2 + 2 NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O Окс ид кремния ( IV) растворяется в плавиков ой ( фтороводородной кислоте ), проявляя восстановительные свойства. При этом образуется комплексное соединение. SiO 2 + 6 HF (конц.) H 2 [SiF 4 ] + 2 H 2 O Оксид кремния ( IV) реагирует при славлении с солями летучих кислот ( карбон атами или сульфитами ). t SiO 2 + Na 2 СO 3 Na 2 SiO 3 + СO 2 17 Реагируя с металлами пр и сплавлении, оксид кремния ( IV) п роявляет свойства слабого окислителя. t SiO 2 + 2 Mg Si + 2 MgO t SiO 2 + 3 Mg Mg 2 Si + 2 MgO Реагируя с углеродом при спла влении, оксид кремния ( IV) проявл яет свойства слабого окислителя. При этом образуется карбид кремния ( ка рборунд ). t SiO 2 + 3 C SiC + 2 CO 6.3 Химические свойства некоторы х соединений кремния. Кремниевая кислота при нагревании разлагается с образованием оксида углерода ( IV) . t H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O Кре мниевая кислота, реагируя со щелочами, проявляет общие свойства кислот. H 2 SiO 3 + 2 NaOH Na 2 SiO 3 + 2 H 2 O Силан ( гидрид кремния ( IV)) самовоспламеняется на воздухе, образуя оксид кремни я (IV) . SiH 4 + 2 O 2 SiO 2 + 2 H 2 O 18 7. Хлор и его соеди нения. 7.1 Химические свойства хлора ( С l 2 ). Хлор обладает окислительно-восстановительной двойственностью св ойств, но более характерны окислительные свойства. Хлор соединяется с водо родом на свету при комнатной температуре. свет или t H 2 + Cl 2 2 HCl Окисляет металлы до состояни я их высшей степени окисления с образованием хлорида. t +3 2 Fe + 3 Cl 2 2 FeCl 3 Реагирует с неметаллами. Фосф ор окисляет по-разному. Продукт зависит от количества хлора. t 2 P (крас.) + 3 Cl 2 2 PCl 3 t 2 P (крас.) + 5 Cl 2 2 PCl 5 В воде в присутствии хлора уст анавливается равновесие. При этом образуется хлорноватистая ( HСlO ) кислота. Cl 2 + H 2 O HCl + HClO Хлор по-разному реагирует с ра створом щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипохлорит ( NaClO ), с нагре ванием соль – хлорат ( NaClO 3 ). В обоих случа ях образуется хлорид ( NaCl ). Это реакция диспропорционирования. Cl 2 + 2 NaOH NaCl + NaClO + H 2 O t 3 Cl 2 + 6 NaOH 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O Окисляет сложные вещества в р астворе. H 2 O 2 + Cl 2 O 2 + 2 HCl Вытесняет более слабые окисл ители галогены - бром и иод из солей. Этой реакцией можно отличить хлор от другого газа. 2 K I + Cl 2 2 KCl + I 2 7. 2 Химические свойства хлороводорода ( НС l ). Хлороводород ( или соляная кислота, если в растворе ) обладает общими свойствами кислот. Соляная кислота реагирует с активными металлами ( с металлами р асположенными левее водорода в ряду напряжений ). +2 Fe + 2 HCl FeCl 2 + H 2 Соляная кислота реагирует с о ксидами металлов. MgO + 2 HCl MgCl 2 + H 2 O Соляная кислота реагирует с о снованиями. Fe(OH) 3 + 3 HCl FeCl 3 + 3 H 2 O 19 Соляная кислота реагирует с солями. CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 Хлороводород ( и соляная кисло та ) реагирует с аммиаком. NH 3 + HCl NH 4 Cl Концентрированная соляная ки слота может проявлять свойства восстановителя, реагируя с сильным окис лителем в растворе. 16HCl + 2 K M nO 4 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 +2 KCl+8 H 2 O конц. 7.3 Химические свойства хлорн оватистой кислоты и её солей ( НС lО и МеСl О ). Хлорноватистая кислота обладает общими свойствами кислот, проявл яет окислительно-восстановительную двойственность. Более характерны о кислительные свойства. Реагируя со щелочами, хл орноватистая кислота проявляет общие свойства кислот. HClO + NaOH NaClO + H 2 O Разлагается на свету с выделе нием кислорода. свет или t 2 HClO 2 HCl + O 2 При нагревании подвергается диспропорционированию с образованием соляной и хлорноватой кислоты. t 3 HClO 2 HCl + HClO 3 Реагирует с соляной кислотой с образованием хлора, проявляя свойства окислителя. HClO + HCl Cl 2 + H 2 O Реагирует с восстано вителями в растворе. HClO + 2 K I KCl + I 2 + KOH Гипохлориты ( KСlO ) – c оли хлорновати стой кислоты в растворе проявляют сильные окислительные свойства. 5 KClO + I 2 + 2 KOH 5 KCl + 2 K I O 3 + H 2 O При нагревании гипохлориты д испропорционируют с образованием солей соляной и хлорноватой кислоты – хлорида и хлората. t 3 NaClO 2 NaCl + NaClO 3 Угольная кислота ( CO 2 + H 2 O ) как более с ильная вытесняет хлорноватистую кислоту из её солей. Ca(ClO) 2 + CO 2 + H 2 O CaCO 3 + 2 HСlO 7.4 Химические свойства хлорн оватой кислоты и её солей ( НС lО 3 и МеСl О 3 ). Хлорноватая кислота обладает общими свойствами кислот, проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Более характерны окис лительные свойства. Реагируя со щелочами, хл орноватая кислота проявляет общие свойства кислот. HClO 3 + NaOH NaClO 3 + H 2 O 20 Реагирует с соляной кис лотой с образованием хлора, проявляя свойства окислителя. HClO 3 + 5 HCl 3 Cl 2 + 3 H 2 O Окисляет неметаллы . 2 HClO 3 + 3 С 2 HCl + 3 CO 2 Хлораты ( KСlO 3 ) – c оли хлорноватой кислоты в растворе не проявляют окисли тельные свойства. В твёрдом виде при нагревании сильные окислители. Бертолетова соль ( KСlO 3 ) разлагается при нагревании по-разному. С катализатором без взрыва, без катализатора – с о взрывом. t 2 KClO 3 + 3 S 2 KCl + 3 SO 2 t 5 KClO 3 + 6 P 5 KCl + 3 P 2 O 5 t KClO 3 + 3MnO 2 + 6 NaOH KCl +3 Na 2 MnO 4 + 3 H 2 O t 4 KClO 3 KСl + 3 KClO 4 t, MnO 2 2 KClO 3 2 KСl + 3 O 2 8. Бром и его соединения. 8.1 Химические свойства брома ( В r 2 ). Бром обладает окислительно-восстановительной двойственностью св ойств, но более характерны окислительные свойства. Окислительные свойс тва слабее, чем у хлора и сильнее, чем у иода. Бром соединяется с водо родом при нагревании на катализаторе. t, Pt H 2 + Br 2 2 HBr Окисляет металлы до состояни я их высшей степени окисления с образованием бромида. t 2 Fe + 3 Br 2 2 FeBr 3 Реагирует с неметаллами. Фосф ор окисляет по-разному. Продукт зависит от количества брома. t 2 P (крас.) + 3 Br 2 2 PBr 3 t 2 P (крас.) + 5 Br 2 2 PBr 5 С водой образует гидрат, за счё т чего и растворяется в ней. Раствор брома в воде называют «бромной водой ». Br 2 + n H 2 O Br 2 • n H 2 O ( бромная вода ) Бром по-разному реагирует с ра створом щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипобромит ( Na Br O ), с нагреванием соль – бромат ( Na Br O 3 ). В обоих случаях образуется бромид ( Na Br ). Это реакция диспропорционирования. Br 2 + 2 NaOH NaBr + NaBrO + H 2 O t 3 Br 2 + 6 NaOH 5 NaBr + NaBrO 3 + 3 H 2 O 21 Окисляет сложные вещес тва, например, аммиак. 3 Br 2 + 8 NH 3 6 NH 4 Br + N 2 Вытесняет более слабый окисл итель галоген – иод из его соли. 2 K I + Br 2 2 KBr + I 2 Окисляет сложные вещества в растворе. 3 Br 2 + S + 4 H 2 O H 2 SO 4 + 6 HBr Br 2 + H 2 S S + 2 HBr Окисляется хлором при нагрев ании, проявляя слабые восстановительные свойства. t Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O 10 HCl + 2 HBrO 3 8. 2 Химические свойства бромоводорода и его солей ( Н Br и Ме Br ). Бромоводород ( или бромоводородная кислота, если в растворе ) облада ет общими свойствами кислот. Сильный восстановитель. Реагирует с солями, проя вляя общие свойства кислот. AgNO 3 + HBr AgBr + HNO 3 Бромоводородная кислота ( и её соли ) проявляют свойства сильных восстановителей в растворе. 14 HBr + K 2 Cr 2 O 7 2 CrBr 3 + 3 Br 2 + 2 KBr +7 H 2 O 2 HBr + H 2 SO 4 ( конц.) Br 2 + SO 2 + 2 H 2 O 2 KBr + 2 H 2 SO 4 (конц.) Br 2 + SO 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O 9 . Иод и его соединения . 9 .1 Х имические свойства иода ( I 2 ). Иод обладает окислительно-восстановительной двойственностью сво йств, но более характерны окислительные свойства. Окислительные свойст ва слабее, чем у хлора и брома. Иод соединяется с водор одом при нагревании на катализаторе очень плохо ( образуется равновесие ). t, Pt H 2 + I 2 2 H I Окисляет металлы до состояни я их высшей степени окисления с образованием иодида. Порошок алюминия реагирует с иодом без нагревания в присутствии катали тических количеств воды ( одной капли ). t 2 Fe + 3 I 2 2 Fe I 3 H 2 O 2 Al + 3 I 2 2 Al I 3 Реагирует с неметаллами. Фосф ор окисляет только до трёхвалентного состояния. t 2 P (крас.) + 3 I 2 2 P I 3 22 Иод растворяется в раст воре иодида калия, образуя комплексное соединение. K I + I 2 K [ I ( I 2 ) ] Иод по-разному реагирует с рас твором щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипоиодит ( Na I O ), с нагреванием соль – иодат ( Na I O 3 ). В обо их случаях образуется иодид ( Na I ). Это реакция диспропорционирования. I 2 + 2 NaOH Na I + Na I O + H 2 O t 3 I 2 + 6 NaOH 5 Na I + Na I O 3 + 3 H 2 O Иод реагирует с раствором гид рата аммиака с образованием иодистого азота ( нитрида иода ). Иодистый азо т – взрывоопасное вещество в сухом виде. В «мокром» виде вещество устойч иво. 3 I 2 + 4 (NH 3 • H 2 O ) I 3 N + 3 NH 4 I + 4 H 2 O Иод, проявляя свойства восста новителя, окисляется окислителями в растворе. I 2 + 5 O 3 + H 2 O 2 H I O 3 + 5 O 2 I 2 + 5 H 2 O 2 2 H I O 3 + 4H 2 O t I 2 + 10 HNO 3 (конц.) 2 H I O 3 + 10 NO 2 + 4H 2 O Окисляется хлором при нагрев ании, проявляя слабые восстановительные свойства. t I 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O 10 HCl + 2 H I O 3 Количественно ( в аналитическ ой практике ) иод определяют реакцией с тиосульфатом натрия. I 2 + 2 Na 2 S 2 O 3 2 Na I + Na 2 S 4 O 6 9 . 2 Химические свойства иодоводо рода и его солей ( Н I и МеI ). Иодоводород ( или иодоводородная кислота, если в растворе ) обладает общими свойствами кислот. Сильный восстановитель. Иодоводородная кислота ( и её соли ) проявляют свойства сильных восстановителей в растворе. 8 HJ + H 2 SO 4 (конц.) 4 J 2 + H 2 S + 4 H 2 O 8 K I + 5 H 2 SO 4 (конц.) 4 I 2 + H 2 S + 4 K 2 SO 4 +4 H 2 O 23 10 . Водород и его соединения. 10 .1 Х имические свойства водорода ( Н 2 ). Водород - неметалл, для которого характерны больше восстановительн ые свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. В соединениях сера проявляет степени окисления: -1, +1. Водород реагирует при н агревании со взрывом с кислородом. t 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Водород реагирует на свету пр и комнатной температуре с хлором. С бромом и иодом реакция идёт хуже, а со фтором со взрывом. свет или t H 2 + Cl 2 2 HCl Соединяется при нагревании с серой. t H 2 + S H 2 S Реагирует с азотом на катализ аторе при нагревании под давлением. t, р, Fe 2 О 3 3 H 2 + N 2 2 NH 3 Реагирует с углеродомна ката лизаторе при нагревании под давлением. t, р, Pt 2 H 2 + C CH 4 Реагируя с металлами, водород проявляет слабые окислительные свойства. t H 2 + 2 Na 2 NaH Вступает в каталитическую ре акцию с оксидами углерода при нагревании с образованием метана ( СН 4 ). t, Cu 2 O CO 2 + 4 H 2 CH 4 + 2 H 2 O Водород – сильный восстанов итель. Восстанавливает металлы и оксидов. Смешанный оксид железа ( II , III) – FeO • Fe 2 O 3 – железная окалина. t FeO • Fe 2 O 3 + 4 H 2 3 Fe + 4 H 2 O Водород в «момент выделения» ( атомарный водород ) может восстанавливать металлы из нерастворимых сол ей. HCl 2 AgCl + Zn 2 Ag + ZnCl 2 10 .2 Химическ ие свойства гидридов металлов ( МеН ). Гидриды металлов – обладают только сильными восстановительными с войствами. Гидриды металлов реаги руют с водой и кислотами. При этом выделяется водород за счёт реакции дис пропорционирования. LiH + H 2 O LiOH + H 2 LiH + HCl LiCl + H 2 Гидриды металлов окисляются простыми веществами t 2 NaH + O 2 2 NaOH t NaH + Cl 2 NaCl + HCl 24 Гидриды металлов восст анавливают сложные вещества. t 2 NaH + 2 SO 2 Na 2 SO 4 + H 2 S Гидриды металлов при нагрева нии плавятся. Электролизом расплава гидрида можно получить металл и вод ород. t, электр олиз 2 NaH 2 Na + H 2
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
- Дорогой, кто эти девушки?
- Ты же сама сказала, что тебе нужны на лето вьетнамки.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru