Химические свойства фосфора и его соединений, основное применение в таблице

3 Характерные химические свойства простых веществ неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Видеоурок: Свойства неметаллов

Лекция: Характерные химические свойства простых веществ неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Водород 

Водород (Н) — элемент особого значения, широко распространенный в природе. В переводе с латинского Hydrogenium означает «порождающий воду».

В таблице Менделеева, водород располагается в главной подгруппе I группы, порядковый номер 1 . Данную позицию можно объяснить тем, что атом данного элемента, как и атомы щелочных металлов, содержит всего 1 валентный электрон. Водород одновременно находится и в VII группе. Поэтому в его атоме, как и в атомах галогенов, не достаёт одного электрона, который необходим для полного заполнения внешнего энергетического уровня. Положение водорода в VII группе вместе с галогенами наиболее правильное, так как он образует двухатомные молекулы и отрицательно заряженные ионы. Водород является неметаллом. 

Двухатомные молекулы Н₂ достаточно легки, подвижны и неполярны. Межмолекулярное взаимодействие — дисперсионное. Именно поэтому водород достаточно плохо растворяется в жидкостях. Водород возможен во всех агрегатных состояниях. Н₂ в обычных условиях — это газ, без цвета, запаха и вкуса.  При t ок. −253^oC сжижается и превращается в бесветную, легкую и текучую жидкость. А при t ок. −259^oC затвердевает, образуя снегоподобную массу. 

Химические свойства:

• Энергия связи атомных ядер довольно велика, равна 434 кДж. Поэтому, химические реакции с участием водорода, обычно протекают при нагревании или освещении. При обычных условиях реакция возможна только с очень активными металлами и только с одним неметаллом — фтором.

• Проявляет одновременно восстановительные и окислительные свойства. 
• В состав соединений входит со степенями окисления -1 и 1. Самая распространенная из них 1. Соединения водорода, имеющие степень окисления -1 называются гидридами (Li ¹H^-1, Ca ²H^-1₂ и др.).

Взаимодействие с другими элементами:

1. С кислородом образует гремучий газ. Реакция взрывоопасная:

2. С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды: В данных реакциях проявляет окислительные свойства. С оксидами металлов проявляет восстановительные свойства, вытесняя металл:

3. Соединения с галогенами образуют галогеноводороды, водные растворы которых являются кислотами: 

• водный р-р хлороводорода HCl — соляная кислота;
• водный р-р фтороводорода HF — плавиковая кислота;
• водный р-р бромоводорода HBr — бромоводородная кислота;
• водный р-р иодоводорода HI — иодоводородная кислота;
• водный р-р астатоводорода HAt — астатоводородная кислота.

4. С азотом при нагревании, давлении и в присутстсвии катализатора (Fe), образуя аммиак:

5. С серой при нагревании, образуя сероводород. Это обратимая реакция:

6. С углеродом, образуя метан:

Галогены

Вы можете повторить характеристику галогенов, которую мы рассматривали на уроке 1.2.4 Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп.

На данном уроке рассмотрим химические свойства и взаимодействие галогенов с другими элементами. Все галогены являются окислителями. Окислительные свойства уменьшаются при перемещении от фтора вниз по группе. Все галогены обладают двухатомными молекулами.

Фтор. Наиболее сильным окислителем является фтор. Он легко вступает в реакцию со всеми металлами и со многими неметаллами. И не образует фторидов лишь с тремя инертными газами: гелием, неоном и аргоном. При обычных условиях и даже при низких t фтор реагирует с водородом с воспламенением и со взрывом, образуется фтороводород: Н₂ F₂ → 2HF. При реакции фтора с водой, последняя начинает гореть: 2F₂ 2H₂O → 4HF O₂. Со фтором непосредственно не реагируют азот (N), кислород (O), алмаз, углекислый и угарный газы. Во всех соединениях фтор проявляет только одну степень окисления –1.

Хлор — газ в обычных условиях. Сильный окислитель. В соединениях проявляет степени окисления -1, 0, 1, 3, 5, 7. Почти со всеми металлами реагирует непосредственно, образуя хлориды: 2Na Cl₂ → 2NaCl; 2Fe 3Cl₂→ 2FeCl₃. Также непосредственно реагирует с неметаллами, кроме углерода, азота и кислорода. Оксиды хлора: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆ и Cl₂O₇ взаимодействуют с водой и образуют кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую HClO, хлористую HClO₂, хлорноватую HClO₃ и хлорную HClO₄. Из них наиболее сильным окислителем является хлорноватистая. Все названные кислоты неустойчивы. Водный р-р хлора содержит две кислоты — соляную HCl и хлорноватистую HСlO. Соляную кислоту получают путем растворения хлороводорода (газообразного соединения HCl) в воде при повышенной t: H₂ Cl₂ → HCl.   

Йод. Степени окисления йода, такие же как у хлора и брома. Химическая активность немного меньше, чем у предыдущих элементов. С металлами хорошо реагирует при нагревании, образуя йодиды, к примеру: Hg I₂ → HgI₂. С водородом реагирует плохо и только при нагревании, образуя йодистый водород или йодоводород HI. Образует ряд кислот: иодоводородную HI, иодноватистую HIO, иодистую HIO₂, иодноватую HIO₃, иодную HIO₄. Непосредственно не реагирует с углеродом, азотом, кислородом. 

Астат. По химическим свойствам близок к йоду. Как и другие галогены образует соли — астатиды, например, AgAt. При взаимодействии с металлами образует соединения со стпенью окисления — 1, что также свойственно всем галогенам.

Кислород, сера, азот

Кислород является наиболее распространенным среди элементов. Его молекула состоит из двух атомов. Отличается высокой реакционностью. Уже при обычных условиях окисляет многие вещества, например: 4Li O₂ → 2Li₂O. А если проводить реакции с нагревом или с применением катализаторов, то они протекают довольно таки бурно, выделяя большое количество тепла. Взаимодействует со всеми элементами Периодической системы, кроме золота и инертных газов. Соединения, включающие в себя кислород, имеют степени окисления, равные -2, -1, 2 и 1. Соединения, имеющие степень окисления, равную -2 (оксиды, основания, кислоты, соли) наиболее распространены. В степени окисления -1 кислород находится в пероксидах. Последние получают при сгорании щелочных металлов в кислороде: 2Na O₂ → Na₂O_2. Выступая в реакциях как окислитель, только со фтором кислород проявляет восстанавливающие свойства: O₂ F₂ → F₂O₂.

Сера. Данный химический элемент существует в виде восьмиатомных молекул S₈. Химическая активность повышается с повышением температуры. при обычных условиях реагирует только с ртутью. Начинает плавиться при 115⁰С. Кипит при 445⁰С. В случае проведения реакций с металлами, данный химический элемент выступает в роли окислителя, образуя сульфиды: Zn S → ZnS; 2Al 3S → Al₂S₃. При взаимодействии с сильными окислителями и сложными веществами является восстановителем: S 6HNO₃ → H₂SO₄  6NO₂  2H₂O. Сера не взаимодействует с водой. В щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению: 3S 6NaOН → 2Na₂S Na₂SО₃  3Н₂О. В последней реакции образуются сульфиды и сульфиты.

Азот содержится в атмосфере в виде прочных двухатомных молекул N₂, имеющих тройную связь. Малая химическая активность азота объясняется его большой прочностью. В соединениях проявляет степени окисления от от 5 до -3. Азот взаимодействует как окислитель, всего с несколькими активными металлами (например, литием) при невысоких температурах, при этом образует нитриды: 6Li N₂ → 2Li₃N. Другие металлы, а так же водород окисляются азотом только при повышенных температурах. В реакции с кислородом азот является восстановителем. Взаимодействие этих веществ с образованием NO становится заметным только при температуре свыше 400⁰ С. Энергия «запуска» этой реакции — самая высокая из всех известных. Она равна 540 кДж/моль. Главная сфера применения азота — синтез аммиака. Аммиак, NH₃, получают с помощью взаимодействия простых веществ по обратимой реакции: N₂ 3H₂ → 2NH₃ Q. Далее аммиак используется для получения разбавленной азотной кислоты. Реакция ступенчатая, суммарное уравнение выглядит так: NH₃ 2О₂ → HNO₃ Н₂О.

Фосфор, углерод, кремний

Фосфор обладает высокой химической активностью, поэтому в свободном виде его не встретить. В природе существует в разных модификациях: белый, красный, чёрный, металлический. Это явление, когда одно химическое вещество образует несколько веществ называется аллотропией.  Белый фосфор — это мягкое, воскообразное вещество, имеющее молекулярную кристаллическую решетку и состоящее из тетраэдрических молекул Р₄. Не растворяется в воде, но растворяется в органических растворителях. Белый фосфор является реакционноспособным веществом. На воздухе быстро окисляется вплоть до Р₄О₁₀, а при 40⁰С, происходит самовоспламенение и бурное горение фосфора: Р₄ 5О₂ → Р₄О₁₀. Поэтому хранится он под водой. Белый фосфор — сильный яд. Противоположными белому фосфору свойствами обладает красный фосфор, имеющий порошкообразную структуру. Не растворяется в воде и не растворяется в органических растворителях. На воздухе не окисляется и не воспламеняется. Не ядовит. 

Фосфор проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Во взаимодействии с металлами, ведет себя как окислитель и образует фосфиды: 2P 3Ca → Ca₃P₂.  С неметаллами реагирует, как восстановитель: 2P 3Cl₂ → 2PCl₃. С водородом не реагирует. С водой диспропорционирует, образуя фосфорноватистую кислоту: 4Р 6Н₂О → РН₃ 3Н₃РО₂. Под действием сильный окислителей превращается в фосфорную кислоту: 2P 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ 5SO₂ 2H₂O.

Про кислород:  Валентность фосфора (P), формулы и примеры

Практически каждый день мы наблюдаем реакцию фосфора с бертолетовой солью, когда от удара фосфор воспламеняется: 5KClO₃ 6P → 3P₂O₅ 5KCl. Наверняка вы догадались, что речь идет о зажигании спичек (бока спичечной коробки намазаны красным фосфором, а в головке спички содержится бертолетова соль). Эта реакция является реакцией окисления.

Углерод еще более, чем фосфор, аллотропное вещество. В природе можно встретить в составе минералов: в углекислом газе в атмосфере, в карбонате кальция, природном газе, торфе, каменном угле. В свободном состоянии в виде графита и алмаза. Графит и алмаз достаточно инертны. Они не взаимодействуют с HNO₃. Достаточно устойчивы в щелочах. Взаимодействуют с кислородом, серой, галогенами и металлами только при повышенной температуре. Простые вещества, образованные углем являются неметаллами. Горение угля образует оксид уг­ле­ро­да (IV) — углекислый газ: С О₂ → СО₂. Так выглядит реакция, проведенная в избытке кислорода, недостаток которого образует ок­си­д уг­ле­ро­да (II) – угар­ный газ: 2С О₂ → 2СО. Взаимодействие угля с водородом при нагревании образует метан: C 2H₂ →  CH₄. В данной реакции углерод проявляет себя окислителем. Также окислителем является в реакциях с металлами, при которых образуются карбиды:  4Al 3C  → Al₄C₃. С оксидами металлов проявляет восстановительные свойства: C 2CuO → 2Cu CO₂. Углерод окисляться концентрированными азотной и серной кислотами: С 4HNO₃(конц.) → СO₂­ 4NO₂­ 2H₂O.

Углерод достаточно широко применяется в деятельности человека. Применяться в виде кокса в металлургии для восстановления металлов. 

При высоких температурах, элемент реагирует со многими металлами. При взаимодействии с металлами образуются силициды. В силицидах щелочных и щелочноземельных металлов химическая связь носит ионно-ковалентный характер. Состав данных химический соединений является постоянным. Так же состав соответствует степени окисления кремния (-4): Na₄Si, Mg₂Si. Следовательно, кремний проявляет окислительные свойства. 

Кремний не способен взаимодействовать с водородом. Но, несмотря на это, его соединения с водородом всё же существуют. Например: SiH₄ (моносилан). С галогенами кремний образует тетрагалогениды: газообразный SiF₄, жидкие SiCl₄ и SiBr₄ и твердый SiI₄. С серой кремний образует дисульфид кремния SiS₂. С углеродом кремний образует карбид кремния.

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (н3рo4)

Способы полученияфосфорной кислоты

В промышленности Н3РO4 получают двумя способами:

• Разложением природного соединения – фосфата кальция Са₃(РO₄)₂ серной кислотой:

Са3(РO4)2 3H2SO4 = 2Н3РO4 3CaSO4↓

• Доменный (термический) 3х-стадийный способ:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ

• Н₃РO₄ получают окислением фосфора азотной кислотой:

ЗР 5HNO3 2Н2О = ЗН3РO4 5NO↑

• Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:

Р2О5 ЗН2О = 2H3PO4

Физические свойства, строениефосфорной кислоты

При обычной
температуре безводная Н3РO4 – прозрачное, легкоплавкое (Тпл = 42°С)
кристаллическое вещество. Н3РO4 -очень гигроскопичное вещество и смешивается с
водой в любых соотношениях. Н3РO4 с небольшим количеством воды образует
сиропообразную, вязкую жидкость.

Степень
окисления фосфора в фосфорной кислоте равна 5, валентность равна V.

При
нагревании орто-фосфорной кислоты выше 213 °C, она переходит в пирофосфорную H4P2O7.

При нагревании выше 700°С переходит в
метафосфорную кислоту HPO3:

Качественные реакциидля обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO3, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При
добавлении AgNO3 к кислотам образуются осадки
различного цвета:

• метафосфат серебра AgPO₃— белый
• пирофосфат серебра Ag₄P₂O₇ – также белый, но он не свертывает яичного белка
• ортофосфат серебра Ag₃PO₄— желтый:

Н3PO4 3AgNO3 → Ag3PO4↓ 3НNO3

ВидеоКачественная реакция на фосфат-ион

Химические свойствафосфорной кислоты

Фосфорная кислота H3PO4 – это электролит средней силы
и представляет собой трехосновную кислоту.

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н3РO4 → Н Н2РO4—

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно
малой степени:

Н2РO4— → Н НРO42-

НРO42- → Н РO43-

• Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами:

2Н3РO4 6Na = 2Na3РO4 3H2

2Н3РO4 ЗСаО = Са3(РO4)2 ЗН2О

2H3PO4 3MgO = Mg3(PO4)2 3H2O

• с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):

Н3РO4 NaOH = NaH2PO4 Н2О

Н3РO4 2NaOH = Na2HPO4 2Н2О

Н3РO4 3NaOH = Na3PO4 ЗН2О

• с аммиаком образует соли аммония:

Н3РO4 NH3 = NH4H2PO4

Н3РO4 2NH3 = (NH4)2HPO4

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей
  (карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:

Н3PO4 3NaHCO3 → Na3PO4 CO2 3H2O

• При нагревании H₃PO₄ выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислотыH₂P₂O₇:

2H3PO4 → H2P2O7 H2O

В отличие от
аниона NO3— в азотной
кислоте, анион РO43- окисляющим
действием не обладает.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na         Cl−

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na   1e  →  Na0      

На аноде окисляются ионы хлора:

A( ):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na         2Cl−    →     2Na º       Cl2º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na       Cl2

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na         Cl−

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–):      2H2O       2e    →    H2°       2OH−      

На аноде окисляются ионы хлора:

A( ):     2Cl−     ̶ 2e   →  Cl20

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H2O       2Cl−   →  H2°↑       2OH−      Cl2°↑

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl        2H2O   →     H2↑      2NaOH       Cl2↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO2         4HCl     →   MnCl2        Cl2↑       2H2O

Или перманганатом калия:

2KMnO4         16HCl     →   2MnCl2       2KCl          5Cl2↑       8H2O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO3        6HCl     →     KCl          3Cl2↑       3H2O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K2Cr2O7         14HCl     →   2CrCl3       2KCl          3Cl2↑       7H2O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF2  →  2K H2 2F2

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr   Cl2   →   Br2     2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO2      4HBr   →   MnBr2      Br2 2H2O

4.Получение йода.

Йод получают окислением ионов I– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI   Cl2   →   I2     2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI MnO2 2H2SO4   →   I2 K2SO4 MnSO4 2H2O

Фосфор, химические свойства, получение

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl     AgNO3   →    AgCl↓      NaNO3 

Фторид серебра– растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg    CuCl2   →  MgCl2    Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na    ZnCl2(раствор)  ≠  

3. Галогениды подвергаются электролизув растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr   →    2K       Br2

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr         2H2O    →    H2↑      2KOH       Br2↑        

4.Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr       2H2SO4 (конц.)    →    4K2SO4       4Br2       SO2       2H2O

Еще пример: йодид  калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI     2CuCl2   →   2CuI↓      I2↓      4KCl

2KI        2FeCl3    →   I2↓       2FeI2        2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI       5H2SO4 (конц.)  →    4K2SO4       4I2       H2S      4H2O          или

8KI       9H2SO4  (конц.)  →    4I2↓     H2S↑         8KHSO4          4H2O

KI       3H2O     3Cl2  →   HIO3     KCl      5HCl

10KI     8H2SO4     2KMnO4  →  5I2      2MnSO4      6K2SO4      8H2O

6KI      7H2SO4     K2Cr2O7   →  Cr2(SO4)3       3I2       4K2SO4       7H2O

2KI       H2SO4      H2O2   →   I2       K2SO4       2H2O

2KI       Fe2(SO4)3    →  I2       2FeSO4     K2SO4

2KI       2CuSO4       K2SO3       H2O   →   2CuI      2K2SO4      H2SO4

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5.Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl       NH3    →  [Ag(NH3)2]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl  →  2Ag       Cl2

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.

Вступает во
взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со
многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или
при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal2, благородные газы).

Большинство реакций с участием О2 экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

• Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:

Me О2 = МеxOy оксиды

4Li О2 = 2Li2O оксид лития

2Na О2 = Na2О2 пероксид натрия

К О2 = КО2 супероксид калия

• С железом образуется смесь оксидов:

3Fe 2O2 =
Fe3O4 (Fe2O3*FeO)

• С марганцем образуется диоксид марганца:

Mn O2 = MnO2

С неметаллами

При
взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды,
со степенью окисления кислорода – 2:

Si O2 = SiO2 (t=400-5000С)

С О2(изб) = СО2; С О2(нед) =
СО

N2 О2 = 2NO — Q

S О2 = SО2;

4Р 5О2 = 2Р2О5

Окисление сложных веществ

Горение сульфидов

4FeS2  11O2 = 2Fe2O3  8SO2

Горение водородных соединений

4HI О2 = 2I2 2Н2O

2H2S 3O2 = 2SO2 
2H2O

CH4 
2O2 = CO2  2H2O

Окисление
оксидов

Кислород окисляет
входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:

4FeO О2 = 2Fe2О3

2SО2 О2 = 2SО3

4NО2 О2 2H2O = 4HNО3

Окисление гидроксидов и солей

Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:

2HNO2  O2 = 2HNO3

4Fe(OH)2  O2  2H2O
= 4Fe(OH)3

Окисление аммиака

В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):

4NH3 3О2 =2N2 6Н2O

4NH3 5О2 = 4NO 6Н2O

Окисление
фосфина

На
воздухе самопроизвольно воспламеняется:

2PH3 4О2 = P2О5 3Н2O

Окисление
силана

На воздухе он самовоспламеняется (часто
со взрывом) с образованием SiO2 и H2O:

SiH4 2О2 = SiО2 2Н2O

Окисление органических веществ

CxHy О2 = CО2 Н2O

Продукты
окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:

С → CO2

Н → Н2O

Hal → Hal2

N → N2

P → P2O5

S → SO2

Например:

2C2H5 4О2 = 4CО2 5Н2O

C2H5Сl 3О2 = 2CО2 2Н2O HCl

2C2H5NH2 8,5О2 = 4CО2 7Н2O N2

Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:

СН3-СН2-СН2-СН3  3O2 → 2СН3-СOOH 2H2O

• окисление первичных спиртов до альдегидов, вторичных – до кетонов:

• окисление альдегидов до кислот:

Химические свойства серы

При
обычных температуре и давлении химическая активность серы небольшая. При
нагревании сера довольно активна, и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

Свойства окислителя сера проявляет при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе, а свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и правее в Периодической системе.

Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.

Взаимодействие с простыми веществами

С
кислородом

Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):

S O2 → SO2

В присутствии
катализаторов:

2S 3O2 = 2SO3

С водородом

С водородом сера вступает
в реакцию при нагревании, образуя сероводород:

S H2 → H2S

С
галогенами

При
взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода образуются галогениды:

S Cl2 → SCl2 (S2Cl2)

S 3F2 → SF6

С
фосфором

Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидовфосфора

2P 3S → P2S3

2P 5S → P2S5

С углеродом

В реакции серы суглеродомобразуется сероуглерод:

2S C → CS2

С металлами

При
взаимодействии с металлами сера выступает
в качестве окислителя, образуя сульфиды.

Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) –при нагревании:

S Fe → FeS

S Hg → HgS

3S 2Al → Al2S3

S Сu = CuS

S 2Ag = Ag2S

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Сера вступает в реакцию диспропорционирования
с перегретым паром:

S H2O (пар) → 2H2S SO2

С окислителями

В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO2 или до серной кислоты H2SO4 при протекании реакции в растворе:

S 2HNO3(разб.) = H2SO4 2NO↑

S 6HNO3(конц.)  → H2SO4 6NO2↑ 2H2O

S 2H2SO4(конц.)→ 3SO2↑ 2H2O

S 2KClO3 → 3SO2↑ 2KCl

S К2Сr2O7 = Сr2O3 K2SO4

S Na2SO3 → Na2S2O3

С щелочами

При взаимодействии с щелочами сера диспропорционирует до сульфита и сульфида:

S NaOH → Na2SO3 Na2S H2O