Список неметаллов реагирующих с водой

Водород

Самый легкий газ, почти не растворим в воде.

Распознают водород по характерному глухому хлопку-взрыву при поднесении горящей спички к сосуду с чистым водородом и по особому «лающему» взрыву при поднесении горящей спички к сосуду со смесью водорода и воздуха или в смеси с кислородом в соотношении два объема водорода и один объем кислорода (гремучий газ).

Химические свойства

1. восстановительные

Проявляет в отношении почти всех неметаллов, так как имеет достаточно низкую электроотрицательность.

Восстанавливает металлы из их оксидов.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Используется в органической химии.

CO + 2H₂ = CH₃OH (метиловый спирт — метанол)

Реакции присоединения водорода характерны для непредельных соединений.

Водородом восстанавливают альдегиды до спиртов.

2. окислительные

Проявляет в реакциях с металлами. Образуются твердые солеподобные соединения – гидриды.

2Na + H₂ = 2NaH

Галогены

Фтор

– светло-желтый газ с резким раздражающим запахом.

Хлор

– желто-зеленый газ с резким удушливым запахом.

Бром

– буровато-коричневая жидкость с резким зловонным запахом.

Иод

– черно-серое кристаллическое вещество способное к возгонке (пары — фиолетовые).

Химические свойства:

1. окислительные

Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. В главной подгруппе от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают.

а) Проявляют в реакциях с металлами.

Фтор при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании с серебром, золотом, платиной.

Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании:

2Sb + 3Cl₂ = 2SbCl₃

2Sb + 5Cl₂ = 2SbCl₅

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Cu + Br₂ = CuBr₂

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

б) Проявляют в реакциях с неметаллами, имеющими более низкое значение электроотрицательности, например, водородом.

H₂ + Г₂ = 2НГ (Г – условное обозначение галогена)

Фтор взаимодействует с водородом в любых условиях, хлор – только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует при нагревании без взрыва. Эти реакции экзотермические. Реакция кристаллического иода с водородом слабоэндотермическая, она протекает медленно даже при нагревании.

С другими неметаллами:

5Cl₂ + 2P = 2PCl₅

в) Проявляют в реакциях со сложными веществами.

Фтор взаимодействует с водой при обычных условиях:

Хлор вытесняет бром и иод из растворов их солей:

Cl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂

Cl₂ + 2 NaI = 2NaCl + I₂

Бром вытесняет только иод из растворов солей: Br₂ + 2KI = 2KBr + I₂

H₂S + Cl₂ = 2HCl + S

C₆H₆ + Cl₂ = C₆H₅Cl + HCl (в присутствии катализатора AlCl₃ или FeCl₃

2. Восстановительные

Теоретически проявляют в реакциях с неметаллами, имеющими более высокое значение электроотрицательности.

Исключение фтор, т.к. имеет самое высокое значение электроотрицательности: ЭО(F) = 4

В то же время, например, с кислородом непосредственно не взаимодействуют. (Смотри ряд электроотрицательности неметаллов.)

3. реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O (при нагревании)

2F₂ + 2NaOH = 2NaF + H₂O + OF₂ ↑

Кислород

Это газ, без цвета и запаха, плохо растворим в воде, но лучше чем азот и водород.

Распознают кислород по вспыхиванию тлеющей лучинки.

Химические свойства

(Непосредственно не реагирует с галогенами, благородными газами, платиновыми металлами)

1. восстановительные

Только с фтором:

O₂ + F₂ = O₂F₂ (реакция протекает в тлеющем разряде при температуре -196 градусов)

2. окислительные

а) в реакциях с простыми веществами

C натрием и калием образуются пероксиды

Почти все реакции экзотермические, кроме реакции с азотом. Это эндетермическая реакция и, к тому же, обратимая. Равновесие смещается вправо при температуре выше 2000 градусов или электрическом разряде.

б) в реакциях со сложными веществами

Окисляет соединения, содержащие элементы с не максимальной степенью окисления:

При горении в кислороде образуются оксиды элементов, из которых они построены:

Исключение:

Сера

Наиболее устойчива модификация, известная под названием ромбическая сера. Кристаллическое вещество лимонно-желтого цвета, полупрозрачно, нерастворимо в воде, этиловом спирте и диэтиловом эфире, хорошо растворимо в сероуглероде.

Химические свойства

1. при обычных условиях реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром.

2Na + S = Na₂S

Ca + S = CaS

Hg + S = HgS

При нагревании реагирует с другими металлами (кроме золота)

Zn + S = ZnS

2Al + 3S = Al₂S

Fe + S = FeS

2. из неметаллов при нагревании реагирует с водородом, фосфором, углеродом, кремнием, как окислитель:

C + 2S = CS₂

Si + 2S = SiS₂

не взаимодействует с азотом, иодом и благородными газами.

С неметаллами, стоящими в ряду электроотрицательности правее неё реагирует, как восстановитель:

S + N₂ = реакция НЕ происходит

S + O₂ = SO₂ горит в кислороде

S + 3F₂ = SF₆ при комнатной температуре

3. в реакциях со сложными веществами:

а) при нагревании с щелочами протекает реакция диспропорционирования:

б) при длительном нагревании:

Азот

Бесцветный газ без запаха и вкуса. В воде плохо растворим.

Химические свойства

Два атома азота в молекуле связаны прочной тройной связью, что обеспечивает химическую инертность азота.

1. При обычных условиях азот взаимодействует только с литием:

С другими металлами и некоторыми неметаллами он взаимодействует при высоких температурах.

2B + N₂ = 2BN

2. При высоком давлении в присутствии катализатора взаимодействует с водородом. Реакция обратимая, в сторону прямой реакции смещается при невысокой температуре, т.к. прямая реакция экзотермическая: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + Q

3. При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом:

Фосфор

Красный фосфор – темно-малиновый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светится в темноте. При нагревании превращается в белый фосфор.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р₄. Нерастворим в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется. Хранят его под водой. Ядовит, светится в темноте.

Химические свойства

1. Взаимодействует с металлами:

3Ca + 2P = Ca₃P₂

2. Белый фосфор самовоспламеняется в кислороде, красный горит при поджигании:

3. Взаимодействует со всеми галогенами с образованием РГ₃ или РГ₅ (где Г – галоген)

4. Взаимодействует с серой:

С водородом фосфор непосредственно не реагирует.(Фосфин получают из фосфидов:

Углерод

В школьном курсе изучают две аллотропные модификации: алмаз и графит.

Алмаз — прозрачное, кристаллическое, самое твердое из природных, вещество. Обычно кристаллы бесцветны, но бывают синего, голубого, красного и черного цветов.

Графит – темно-серое, жирное на ощупь кристаллическое вещество с металлическим блеском. Мягкий и непрозрачный, хорошо проводит теплоту и электрический ток. Он очень тугоплавок.

Химические свойства

1. Взаимодействует с металлами при нагревании:

4Al + 3C = Al₄C₃

Ca + 2C = CaC₂

2. Горит в кислороде:

2C + O₂ = 2CO (при недостатке кислорода)

3. Взаимодействует с серой:

C + 2S = CS₂

4. Восстанавливает металлы из их оксидов:

С + 2CuO = 2Cu + CO₂↑

3C + 2WO₃ = 2W + 3CO₂

и водород из воды: С + Н₂О = СО + Н₂ (используется в промышленности)

К ремний

Кристаллическое вещество, значительно менее твердое, чем алмаз. Хрупок, но при температуре выше 800 градусов становится пластичным. Полупроводник.

Химические свойства

1. При нагревании взаимодействует с металлами:

Si + 2Mg = Mg₂Si (силицид магния)

2. Горит в кислороде:

Si + O₂ = SiO_{2 (оксид кремния)}

С водородом кремний непосредственно не реагирует. ( Силан получают из силицидов:

Mg₂Si + 4HCl = 2MgCl₂ + SiH₄ )

3. При обычных условиях взаимодействует с фтором:

Si + 2F₂ = SiF_{4 (фторид кремния)}

При нагревании выше 500 градусов – с остальными галогенами с образованием подобных соединений — SiГ₄ (Г – галоген)

4. При температуре выше 1000 градусов – с азотом и углеродом:

3Si + 2N₂ = Si₃N_{4 (нитрид кремния)}

Si + C = SiC (карбид кремния)

5. Кремний взаимодействует с концентрированными водными растворами щелочей:

Источник

Все химические реакции, которые необходимы для успешной сдачи ОГЭ

Правило 1.1. Взаимодействие простых веществ (металлов и неметаллов) с водой

1) Щелочные (Li-Fr) и щелочноземельные (Ca-Ra) металлы взаимодействуют с водой при комнатной температуре с образованием щелочи (растворимого основания) и выделением водорода. Например:

2) Магний также взаимодействует с водой, но при сильном нагревании и с образованием нерастворимого гидроксида:

3) Алюминий реагирует с водой, но только если убрать оксидную пленку:

4) Металлы, находящиеся в ряду активности от Zn (включительно) до Pb (включительно), взаимодействуют с парами воды (т.е. при температуре выше 100°С), при этом образуются оксиды соответствующих металлов и водород:

5) Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с водой не взаимодействуют даже при нагревании.

Cu + H₂O → реакция не идет.

6) Из неметаллов с водой реагируют галогены, C и Si при высоких температурах:

Правило 1.2. Взаимодействие оксидов с водой

1) Основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой при комнатной температуре с образованием соответствующих щелочей:

2) Амфотерные оксиды не реагируют с водой и не растворяются в ней.

ZnO + H₂O → реакция не идет.

3) Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот: P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Только в случае NO₂ образуются две кислоты:

2NO₂ + H₂O → HNO₂ + HNO₃ и, как следствие, при взаимодействии с щелочами образуются две соли (нитраты и нитриты соответствующего металла):

SiO₂ + H₂O → реакция не идет.

Источник

Список неметаллов реагирующих с водой

Водородные соединения неметаллов представляют собой газообразные соединения, кроме воды. Они летучие и легкоподвижные, быстроиспаряемые.

Электроотрицательность неметаллов больше электроотрицательности водорода, поэтому в водородных соединениях неметаллы проявляют минимальную отрицательную степень окисления: углерод — минус четыре, азот — минус три, фосфор — минус три и так далее.

Водородные соединения неметаллов проявляют основные, кислотные или амфотерные свойства. Водородные соединения неметаллов являются, как правило, сильными восстановителями.

Так, углероду соответствует водородное соединение – метан, кремнию – силан, азоту – аммиак, фосфору – фосфин, мышьяку – арсин, кислороду – вода, сере – сероводород, селену – селеноводород, тэллуру – тэллуроводород, фтору – фтороводород, хлору – хлороводород, брому – бромоводород, йоду – йодоводород.

Водородные соединения неметаллов можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом. Сероводород можно получить реакцией водорода с серой, хлороводород – реакцией водорода с хлором, воду – реакцией водорода и кислорода, аммиак – реакцией водорода и азота.

В водородных соединениях присутствует ковалентная полярная связь, они имеют молекулярную кристаллическую решётку.

Как известно, электроотрицательность усиливается по периоду слева направо, поэтому полярность связи в водородных соединениях возрастает, а в группах сверху вниз электроотрицательность уменьшается, поэтому и полярность связи будет уменьшаться.

Если рассмотреть третий период, то от силена до хлороводорода будет наблюдаться усиление полярности связи из-за увеличения электроотрицательности неметаллов.

В седьмой A группе сверху вниз будет идти уменьшение полярности связи от фтороводорода к йодоводороду, потому что идёт уменьшение электрооотрицательности элемента-неметалла в водородном соединении.

Полярность связи влияет на растворимость водородного соединения в воде. Например, так как молекула воды сильно полярна, то возникает сильное межмолекулярное взаимодействие с образованием водородных связей.

Если рассмотреть водородные соединения неметаллов третьего периода, то здесь можно проследить следующую закономерность: при растворении в воде силана не наблюдается проявление кислотно-основного характера соединения, он сразу сгорает в кислороде, фосфин в воде даёт слабую основную среду, сероводород – слабую кислую среду, а хлороводород – сильнокислую среду. Это объясняется тем, что от силана до хлороводорода радиус иона неметалла уменьшается, а заряд ядра увеличивается, полярность связи в молекулах возрастает, поэтому усиливаются кислотные свойства.

В группах сверху вниз кислотные свойства водородных соединений неметаллов усиливаются, так как прочность связи водород-элемент уменьшается, из-за увеличения длины связи.

Например, водородные соединения седьмой A группы: хлороводород, бромоводород, йодоводород в воде – это сильные кислоты, которые полностью диссоциируют. Из этих кислот самой слабой является фтороводородная. Это объясняется тем, что у фтора самый маленький радиус, кроме этого, в этой молекуле присутствуют межмолекулярные водородные связи.

Таким образом, в периодах и группах главных подгруппах с увеличением заряда ядер элементов-неметаллов усиливаются кислотные свойства, а ослабевают основные свойства.

Например, водный раствор хлороводорода – проявляет кислотные свойства, поэтому реагирует со щелочами. Так, в реакции соляной кислоты с гидроксидом натрия образуется соль – хлорид натрия и вода. Водный раствор аммиака проявляет основные свойства, поэтому реагирует с кислотами. Так, в реакции аммиака с серной кислотой образуется сульфат аммония и вода.

Как было сказано, водородные соединения неметаллов проявляют восстановительные свойства, так как элемент-неметалл здесь в минимальной степени окисления. Например, в реакции сероводорода с хлором сероводород является восстановителем, потому что сера повышает свою степень окисления с минус двух до нуля.

Таким образом, все солеобразующие оксиды, образованные неметаллами, обладают кислотными свойствами, а сила кислотного оксида зависит от степени окисления неметалла и радиуса иона. В периодах слева направо кислотный характер гидроксидов, образованных оксидами неметаллов усиливается, а в группах сверху вниз кислотный характер гидроксидов ослабевает. В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются. В группах сверху кислотные свойства водородных соединений увеличиваются. Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.

Домашнее задание: выполните в тетрадь один из предложенных вариантов.

Цель: Рассмотрите строение метана и силана, особенности их свойств.

1. Строение молекулы метана.

а) определите тип химической связи, изобразите механизм образования химической связи в молекуле метана;

б) составьте электронную и структурную формулы метана;

в) охарактеризуйте пространственное строение метана;

г) исчерпаны ли валентные возможности атома углерода в молекуле метана;

д) метан (н.у.) устойчив на воздухе, а силан воспламеняется. Почему?

2. Химические свойства метана.

а) отношение к воде;

б) взаимодействие с галогенами, азотной и серной кислотами. Составьте УХР этих взаимодействий.

в) отношение к нагреванию без доступа кислорода воздуха. Составьте УХР разложения метана.

г) взаимодействие СН₄ и SiH₄ с кислородом. Составьте УХР горения метана и силана. Чем отличаются реакции взаимодействия с кислородом метана и силена?

Аммиак и фосфин.

Цель: Изучить строение и свойства водородных соединений азота и фосфора.

1. Строение молекул аммиака и фосфина.

а) определите тип химической связи в молекулах NH₃ и PH₃. Какой тип кристаллической решетки имеют вещества?

б) опишите физические свойства этих соединений.

в) составьте электронную формулу аммиака, охарактеризуйте пространственное строение аммиака.

2. Химические свойства аммиака.

а) отношение аммиака к воде и кислотам. Составьте УХР этих взаимодействий.

б) окислительно – восстановительные свойства аммиака. Составьте УХР следующих взаимодействий:

— взаимодействие с кислородом при различных условиях;

— взаимодействие с оксидом меди ( II );

— хлор и бром энергично окисляют аммиак до азота.

Чем в этих ОВР выступает аммиак?

Демонстрация: Получение аммиака и растворение его в воде.

Цель: Изучить строение молекулы воды и ее свойства.

1. Строение воды

а) Составьте электронную и структурную формулы молекулы воды;

б) Каково пространственное строение молекулы воды?

в) Исчерпаны ли валентные возможности воды?

г) Физические свойства воды.

2. Химические свойства воды.

а) отношение воды к неорганическим веществам:

— кислотным и основным оксидам;

Составить возможные УХР.

б) отношение к органическим веществам:

— сложным эфирам (жирам);

Составьте возможные УХР.

в) окислительно-восстановительные свойства воды:

— взаимодействие воды с натрием, углем.

Цель: Изучить строение и свойства сероводорода.

1. Строение молекулы сероводорода:

а) Составьте электронную и структурную формулы молекулы H₂S

б) Особенности пространственного строения молекулы сероводорода.

2. Физические и химические свойства сероводорода:

а) особенности физических свойств;

б) химические свойства:

— кислотно-основные (приведите примеры УХР, где сероводород проявляет кислотные свойства);

Составить УХР горения H ₂ S в кислороде. Закончите УХР взаимодействия сероводорода с раствором перманганата калия в кислой среде (уравнять методом полуреакций).

Цель: Рассмотреть строение и свойства галогеноводородов.

1. На примере хлороводорода рассмотрите электронное строение молекулы. Изобразите электронную и структурную формулы молекулы хлороводорода.

2. Как изменяется сила кислот в ряду HF-HCl-HBr-HI? Почему?

3. Химические свойства галогеноводородов на примере HCl.

— Какими свойствами обладают водные растворы галогеноводородов? Приведите примеры кислотно-основных свойств . Составьте возможные УХР.

— охарактеризуйте отношение водородных соединений галогенов к органическим веществам:

Составьте возможные УХР взаимодействия HCl с органическими веществами.

Домашнюю работу высылать не нужно, просмотрю в школе

Источник