Неметаллические свойства серы выражены слабее, чем неметаллические свойства 1) кислорода 2) селена 3) фосфора 4) кремния

Неметаллические свойства серы выражены слабее, чем неметаллические свойства 1) кислорода 2) селена 3) фосфора 4) кремния

Помогите пожалуйста.. ооочень надоо)) 1) химический элемент, имеющий схему строения атома 2е 6е – это: 1. кислород 2. сера 3. селен 4. теллур 2)элемент с наиболее ярко выраженными неметаллическими свойствами: 1. кислород 2. сера 3. селен 4. теллур 3)каталитической является реакция: 1. s о2 = sо2 2. sо2 о2 ↔ sо3 3. 2h2s 3о2 = 2sо2 2h2o 4. sо3 h2o = h2so4 4)элементом «э» в схеме превращений э → эо2 → н2эо3 является: 1. алюминий   2. кремний   3. фосфор   4. сера — знания.site

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя(с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000оС),  на электрической дуге  (в природе – во время грозы):

N2    O2  ⇄   2NO –  Q

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (2000оС или действие электрического разряда) азот реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С   N2  →  N≡C–C≡N

1.3.Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре ,в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

N2     ЗН2   ⇄    2NH3

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

N2      6Li   →   2Li3N

2.Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например, азот окисляет гидрид лития:

N2      3LiH  →   Li3N      NH3

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горятна воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F2     O2  →  2OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S      Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S     3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P       5Cl2   →  2PCl5

2P      3Cl2   →  2PCl3

2F2      C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl2     2Fe   →  2FeCl3

I2     Fe   →  FeI2

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl2     Cu   →  2CuCl2

I2     2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl2      2Al   →  2AlCl3

1.5.Водород горит в атмосфере фтора:

F2     H2  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl2     H2  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2     H2  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I2     H2  ↔   2HI

1.6.Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2   F2  →  2ClF

2.Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления ( 1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl2       H2O   ↔  HCl     HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и 5, образуя соляную кислоту и хлорную кислоту:

Cl2      6H2O   ↔  5HCl     HClO3  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2      2H2O   →    4HF     O2

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl2       2NaOH (хол.)  →  NaCl      NaClO      H2O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl2      6NaOH (гор.)  →  5NaCl      NaClO3       3H2O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2       2Са(OH)2(хол.)  →  СaCl2      Сa(ClO)2      2H2O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl2       2NaI   →   2NaCl      I2

Cl2       2NaBr   →  2NaCl      Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl2      F2    →   2Cl F–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl2     I2    H2O   →   HCl     HIO3

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl2        H2S   →    S       2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl2           H2O          Na2SO3    →   2HCl      Na2SO4

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl2       3H2O2   →  2HCl      2H2O      O2

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl2       2H2O   →  4HCl     O2   (на свету или кип.)

Химические свойства кислорода

ри нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 O2 → 2CH3-CH=O

Химические свойства кремния

При нормальных условиях кремний существует в виде атомного кристалла, поэтому химическая активность кремния крайне невысокая.

1. Кремний проявляет свойстваокислителя(при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойствавосстановителя(при взаимодействии с элементами, расположенными выше и правее).

1.1. При обычных условиях кремний реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV):

Si    2F2  → SiF4

При нагревании кремний реагируетсхлором, бромом, йодом:

Si      2Cl2  →   SiCl4

Si       2Br2  →   SiBr4

1.2. При сильном нагревании (около 2000оС) кремний реагируетс углеродом с образованием бинарного соединения карбида кремния (карборунда):

C      Si  → SiC

При температуре выше 600°С взаимодействует с серой:

Si      2S   →  SiS2

1.3.Кремний не взаимодействует с водородом.

1.4.С азотом кремний реагирует в очень жестких условиях:

3Si   2N2  →  Si3N4

1.5.В реакциях сактивными металлами кремний проявляет свойства окислителя. При этом образуются силициды:

2Ca Si → Ca2Si

Si       2Mg   →    Mg2Si

1.6. При нагревании выше 400°С кремний взаимодействуетс кислородом:

Si      O2   →  SiO2 

2.Кремний взаимодействует сосложными веществами:

2.1. В водных растворахщелочейкремний растворяется с образованием солей кремниевой кислоты. При этом щелочь окисляет кремний.

Si       2NaOH      H2O   →   Na2SiO3      2H2

Видеоопыт взаимодействия кремния с раствором щелочи можно посмотреть здесь.

2.2.Кремний не взаимодействует с водными растворами кислот, но аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты:

Si       6HF  →   H2[SiF6]       2H2

При обработке кремния безводным фтороводородом комплекс не образуется:

Si(тв.)       4HF(г.)   =   SiF4       2H2

С хлороводородом кремний реагирует при 300 °С, с бромоводородом – при 500 °С.

2.3. Кремний растворяется всмеси концентрированных азотной и плавиковой кислот:

3Si       4HNO3       12HF   →  3SiF4      4NO      8H2O

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя(при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При горениисеры на воздухе образуется оксид серы (IV):

S    O2  →  SO2

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода)образуются галогениды серы:

S      Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S     3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2P       3S   →   P2S3

2P       5S   →   P2S5

2S     C   →   CS2

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II)  и ртути:

S      Fe   →  FeS

S     Hg   →  HgS

Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

3S     2Al   →  Al2S3

1.5. С водородомсера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

S    H2  →  H2S

2.Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителямисера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например, азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

S      6HNO3   →  H2SO4    6NO2      2H2O

Серная кислотатакже окисляет серу. Но, поскольку S 6 не может окислить серу же до степени окисления 6, образуется оксид серы (IV):

S        2H2SO4   →   3SO2      2H2O

Соединения хлора, например, бертолетова соль,  также окисляют серу до 4:

S     2KClO3  →   3SO2      2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами(при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

S      Na2SO3  →   Na2S2O3

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например, сера реагирует с гидроксидом натрия:

S       NaOH   →  Na2SO3      Na2S      H2O

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

S      H2O (пар)   →  2H2S      SO2

Химические свойства углерода

При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода — невысокая.

1. Углерод проявляет свойства окислителя(с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами.

1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:

C    2F2  → CF4

1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремниемс образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:

C      2S   → CS2

C      Si   → SiC

1.3.Углерод не взаимодействует с фосфором.

При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:

С      2Н2  →   СН4

1.4.С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:

2С   N2  →  N≡C–C≡N

1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:

4C      3Al → Al4C3

2C      Ca → CaC2

1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:

C0  H2 O → C 2O  H20

2.2.Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов. При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.

Например, углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

ZnO C → Zn CO

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4С Fe3O4 → 3Fe 4CO

При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.

Например, углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует в данной реакции:

3С       СаО   →  СаС2       СО

9С       2Al2O3  →   Al4C3      6CO

2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C 2H2SO4(конц) → CO2 2SO2 2H2O

2.4.Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C 4HNO3(конц) → CO2 4NO2 2H2O

2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.

Например, углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:

4C      Na2SO4  →   Na2S      4CO

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

1. Фосфор проявляет свойства окислителя(с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При взаимодействии с кислородомвоздуха образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

4P       3O2    →  2P2O3

4P       5O2    →  2P2O5

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

1.2. При взаимодействии фосфора с галогенамиобразуются галогениды с общей формулой  PHal3 и PHal5:

2P       3Cl2    →  2PCl3

2P       5Cl2    →  2PCl5

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора ссеройобразуются сульфиды:

2P       3S   →   P2S3

2P       5S   →   P2S5

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

2P       3Ca   →   Ca3P2

2P       3Mg   →   Mg3P2

Ещепример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

P       3Na   →  Na3P

1.5. С водородомфосфор непосредственно не взаимодействует.

2.Со сложными веществамифосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1.При взаимодействии сокислителямифосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Например, азотная кислотаокисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO3          P     →   H3PO4        5NO2↑        H2O

5HNO3          3P         2H2O   →    3H3PO4        5NO↑

Серная кислотатакже окисляет фосфор:

2P        5H2SO4  →  2H3PO4      5SO2 2H2O

Соединения хлора,например, бертолетова соль,  также окисляют фосфор:

6P        5KClO3    →   3P2O5      5KCl

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор.Например, оксид серебра (I):

2P       5Ag2O   →   P2O5        10Ag

2.2.При растворении вщелочахфосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:

4P       3KOH      3H2O   →   3KH2PO2      PH3↑   или

P4        3KOH       3H2O   →   3KH2PO2       PH3↑

Или с гидроксидом кальция:

8P          3Ca(OH)2         6H2O   →   3Ca(H2PO2)2      2PH3↑