Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществами

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществами Кислород

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

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществами

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиВодород 

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

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиВ 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. Нв обычных условиях — это газ, без цвета, запаха и вкуса.  При t ок. −253oC сжижается и превращается в бесветную, легкую и текучую жидкость. А при t ок. −259oC 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:

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиГалогены

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.

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществами

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 фтороводородН2 F2 → 2HFПри 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.

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиХлор — 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 Cl→ 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.   

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиЙод. 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.

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиКислород, сера, азот

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиКислород 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 → Na2O2. Выступая в реакциях как окислитель, только со фтором кислород проявляет восстанавливающие свойства: O2 F2 → F2O2.

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиСера. 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 → H2SO 6NO 2H2O. Сера не взаимодействует с водой. В щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению: 3S 6NaOН → 2Na2S Na22О. В последней реакции образуются сульфиды и сульфиты.

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиАзот 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: NH32HNO3 Н2О.

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиФосфор, углерод, кремний

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиФосфор 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: Р42 → Р4О10Поэтому 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 → РН33РО2. Под действием сильный окислителей превращается в фосфорную кислоту: 2P 5H2SO4 → 2H3PO4 5SO2 2H2O.

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.

Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиУглерод 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 2H→  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 SiClи SiBrи твердый SiI4. С серой кремний образует дисульфид кремния SiS2. С углеродом кремний образует карбид кремния.

Реакции, взаимодействие натрия с неметаллами. уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия натрия и кислорода:

2Na O2 → Na2O2 (t = 250-400 °C).

Реакция взаимодействия натрия и кислорода происходит с образованием пероксида натрия. Реакция представляет собой сжигание натрия на воздухе. В ходе реакции также образуется примесь – оксид натрия Na2O.

2. Реакция взаимодействия натрия и селена:

2Na Se → Na2Se (t > 130 °C).

Реакция взаимодействия натрия и селена происходит с образованием селенида натрия.

3. Реакция взаимодействия натрия и углерода:

2Na 2C → Na2C2 (t = 150-200 °C).

Реакция взаимодействия натрия и углерода происходит с образованием ацетиленида натрия.

4. Реакция взаимодействия натрия и кремния:

Si Na → NaSi (t°).

Реакция взаимодействия кремния и натрия происходит с образованием силицида натрия. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

5. Реакция взаимодействия натрия и красного фосфора:

3Na P → Na3P (t = 200 °C).

Реакция взаимодействия натрия и красного фосфора происходит с образованием фосфида тринатрия. Реакция протекает в атмосфере аргона.

6. Реакция взаимодействия натрия и хлора:

2Na Cl2 → 2NaCl.

Реакция взаимодействия натрия и хлора происходит с образованием хлорида натрия. Реакция протекает при комнатной температуре.

7. Реакция взаимодействия натрия и водорода:

2Na H2 → 2NaH (t = 300 °C).

Реакция взаимодействия натрия и водорода происходит с образованием гидрида натрия.

8. Реакция взаимодействия натрия и брома:

2Na Br2 → 2NaBr (t = 150-250 °C).

Реакция взаимодействия натрия и брома происходит с образованием бромида натрия.

9. Реакция взаимодействия натрия и йода:

I2  2Na → 2NaI (t = 100 °C).

Реакция взаимодействия йода и натрия происходит с образованием йодида натрия.

10. Реакция взаимодействия натрия и фтора:

F2  2Na → 2NaF.

Реакция взаимодействия фтора и натрия происходит с образованием фторида натрия. Реакция протекает при комнатной температуре.

11. Реакция взаимодействия натрия, кислорода и воды:

4Na O2  2H2O → 4NaOH.

Реакция взаимодействия натрия, кислорода и воды происходит с образованием гидроксида натрия.

12. Реакция взаимодействия натрия, бора и водорода:

Na B 2H2 → Na[BH4] (t°).

Реакция взаимодействия натрия, бора и водорода происходит с образованием тетрагидридобората (III) водорода. Реакция протекает при кипении в диоксане.

Аналогичным образом натрий вступает в реакции и с другими неметаллами: мышьяком, серой, азотом.

Сера – простое вещество

Наиболее прочны молекулы серы S8, имеющие форму короны.Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществами

Сeрa образует несколько аллотропных модификаций: ромбическая сера и моноклинная сера. Кристаллическая решётка в обоих случаях молекулярная, в узлах решётки – молекулы S8.

При выливании расплава серы в холодную воду образуется пластичная масса – пластическая сeрa, не имеющая кристаллического строения. Её макромолекулы образованы линейными цепями Sn. При хранении пластическая сера становится хрупкой, изменяет окраску и переходит в ромбическую модификацию.

Если медленно нагреть ромбические кристаллы выше 96 °С, то они превращаются в моноклинную модификацию. В обеих модификациях молекулы серы находятся в форме восьмичленных колец, но упакованы они по–разному. Переход ромбической серы в моноклинную при 96 °С является обратимым.

При обычных условиях сера – твёрдое кристаллическое вещество; кристаллы жёлтого цвета, хрупкие, лёгкие (р ≈ 2 г/см3), легкоплавкие (t0пл ≈ 113°С для ромбической серы).

Для серы характерна окислительно-восстановительная двойственность: по отношению к металлам и водороду сера выступает в роли окислителя.

С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиРеакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиРеакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамиРеакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамивосстановителя. При нагревании сера сгорает в кислороде:Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамивосстановителя. При нагревании сера сгорает в кислороде:Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществами
При температуре примерно 700–800 °С уголь взаимодействует с серой, образуется сероуглерод:Реакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществамисераРеакции, взаимодействие натрия. Уравнения реакции натрия с веществами

Сера используется для производства серной кислоты, в реакции вулканизации каучука, для производства инсектицидов, в косметической промышленности.

Сера, химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Серная кислота (h2so4)

Способы
получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов
металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS2.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

4FeS2
11O2 → 2Fe2O3
8SO2 Q

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4.Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

2SO2 O2 ↔ 2SO3 Q

6.Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические
свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные
реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl

ВидеоВзаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

  • Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

H2SO4 ⇄ H HSO4–

HSO4– ⇄ H SO42–

Характерны все свойства кислот:

  • Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H2SO4 MgO → MgSO4 H2O

H2SO4 КОН → KHSО4 H2O

H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O

3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O

H2SO4 NH3 → NH4HSO4

  • Вытесняетболее слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O

H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3

  • Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3

NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl

  • Вступает в обменные реакции ссолями:

H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl

  • Взаимодействует с металлами:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2

H2SO4 Zn = ZnSO4 H2

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

  • Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

H2SO4 Na = Na2SO4 Н2S↑ H2O

5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O

  • Металлы средней активности с концентрированной H2SO4 образуют соль, серу и воду:

4H2SO4 3Mg → 3MgSO4 S 4H2O

  • Такие металлы, как железо Fe,
    алюминий Al, хром Cr пассивируются
    концентрированной
    серной кислотой на холоде. При нагревании,
    при удалении оксидной пленки реакция возможна.

6H2SO4(конц.) 2Fe → Fe2(SO4)3 3SO2 6H2O

6H2SO4(конц.) 2Al → Al2 (SO4)3 Н2S↑ 6H2O

  • Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O

  • В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O

3H2SO4(конц.) 2KBr → Br2↓ SO2↑ 2KHSO4 2H2O

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

H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O (комнатная температура)

H2SO4(конц.) H2S = S↓ SО2↑ 2Н2О (при нагревании)

H2SO4(конц.) 2HBr = Br2 SO2 2H2O

Сероводород

Получение
сероводорода

  • Получение из простых веществ:

S Н2 = H2S

  • Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:

FeS 2HCI = H2S↑ FeCl2

5H2SO4(конц.) 8Na = H2S↑ 4Na2SO4 4H2О

AI2S3 6Н2О = 3H2S↑ 2Аl(ОН)3↓

C40H82 41S = 41Н2S 40С

ВидеоПолучение и обнаружение сероводорода

Физические
свойства и строение сероводорода

Сероводород H2S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H2S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым
запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м3 вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H2S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1о.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для
обнаружения анионов S2- и сероводорода используют
реакцию газообразного H2S с Pb(NO3)2:

H2S Pb(NO3)2 = 2HNO3 PbS↓ черный
осадок.

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO3)2 чернеет в присутствии H2S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H2S является сильным восстановителем

При взаимодействии H2S с окислителями образуются различные вещества — S, SО2, H2SO4

  • Окисление кислородом воздуха:

2H2S 3О2(избыток) = 2SО2↑ 2Н2О

2H2S О2(недостаток) = 2S↓ 2Н2О

H2S Br2 = S↓ 2НВr

H2S Cl2 → 2HCl S↓

H2S 4Cl2 4H2O → H2SO4 8HCl

  • Взаимодействие с кислотами-окислителями:

3H2S 8HNО3(разб.) = 3H2SO4 8NO 4Н2О

H2S 8HNО3(конц.) = H2SO4 8NО2↑ 4Н2О

H2S H2SO4(конц.) = S↓ SО2↑ 2Н2О

  • Взаимодействие со сложными окислителями:

5H2S 2KMnO4 3H2SO4 = 5S↓ 2MnSO4 K2SO4 8Н2О

5H2S 6KMnO4 9H2SO4 = 5SО2 6MnSO4 3K2SO4 14Н2О

H2S 2FeCl3 = S↓ 2FeCl2 2HCl

2H2S SO2 = 2H2O 3S

3H2S K2Cr2O7 4H2SO4 → 3S Cr2(SO4)3 K2SO4 7H2O

  • Сероводородная кислота H2S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень:
H2S → Н HS—

2-я ступень:
HS— → Н S2-

H2S очень слабая
кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

H2S Mg = Н2↑ MgS

  • с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

2H2S 4Аg O2 = 2Ag2S↓ 2Н2O

H2S ВаО = BaS Н2O

H2S NaOH(недостаток) = NaHS Н2O

H2S 2NaOH(избыток)  → Na2S 2H2O

H2S 2NH3(избыток) = (NH4)2S

  • с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

CuSO4 H2S = CuS↓ H2SO4

H2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2HNO3

Реакция
с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

ВидеоВзаимодействие сероводорода с нитратом свинца

Сульфиды

Получение сульфидов

  • Непосредственно из простых веществ:

S Fe → FeS

S Mg → MgS

S Ca → CaS

  • Взаимодействие H2S с растворами щелочей:

H2S 2NaOH = 2H2O Na2S

H2S NaOH = H2O NaHS

  • Взаимодействие H2S или (NH4)2S с растворами солей:

H2S CuSO4 = CuS↓ H2SO4

H2S 2AgNO3 = Ag2S↓ 2HNO3

Pb(NO3)2 Н2S →  PbS↓ 2НNO3

ZnSO4 Na2S → ZnS↓ Na2SO4

  • Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Na2SO4 4С = Na2S 4СО

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости
в воде и кислотах сульфиды классифицируют
на:

  • нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);
  • нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS)
  • гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

  • Чёрные – HgS, Ag2S, PbS, CuS, FeS,
    NiS;
  • Коричневые – SnS, Bi2S3;
  • Оранжевые – Sb2S3, Sb2S5;
  • Жёлтые – As2S3, As2S5,
    SnS2, CdS;
  • Розовые — MnS
  • Белые – ZnS, Al2S3, BaS,
    CaS;

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

K2S H2O ⇄ KHS KOH

S2- H2O → HS— ОН—

  • Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS 2НОН
= Ca(HS)2 Са(ОН)2

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS— H2O → H2S↑ ОН—

Необратимый
гидролиз сульфидов

  • Сульфиды некоторых металлов (Cr2S3, Fe2S3, Al2S3) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Al2S3 6H2O = 3H2S↑ 2AI(OH)3↓

Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS HСl ≠

  • Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

FeS 2HCI =
FeCl2 H2S↑

ZnS 2HCI =
ZnCl2 H2S↑

CuS 8HNO3 → CuSO4 8NO2 4H2O

CuS 4H2SO4(конц. гор.) → CuSO4 4SO2 4H2O

MnS 3HNO3 = MnSO4 8NO2 4H2O

  • Сульфиды Ag2S, HgS, Hg2S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.
  • Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

PbS 4H2O2 → PbSO4 4H2O

СuS Cl2 → CuCl2 S

  • Окислительный обжиг сульфидов является
    важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

2ZnS 3O2 = 2ZnO 2SO2

4FeS2 11O2 = 2Fe2O3 8SO2↑

2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2

2Cr2S3 9O2 → 2Cr2O3 6SO2

Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S2−:

Na2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2NaNO3

Na2S 2AgNO3 → Ag2S↓ 2NaNO3

Na2S Cu(NO3)2 → CuS↓ 2NaNO3

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:

https://www.youtube.com/watch?v=kursoteka.ruplayer

СН3-СН2-СН2-СН3  3O2 → 2СН3-СOOH 2H2O

  • окисление первичных спиртов до альдегидов, вторичных – до кетонов:
  • окисление альдегидов до кислот:
Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий