задание 8 ОГЭ химия теория практика. 8 задание Химические свойства простых веществ металлов и немет. Задание 8 Химические свойства щелочных металлов (Na,K) Щелочные металлы

• Название: Задание 8 Химические свойства щелочных металлов (Na,K) Щелочные металлы
• Анкор: задание 8 ОГЭ химия теория практика
• Дата: 13.04.2022
• Размер: 3.86 Mb.
• Имя файла: 8 задание Химические свойства простых веществ металлов и немет.docx
• Тип: Документы; #469599
• страница: 2 из 6

Водород (Н) — самый легкий газ из всех газообразных веществ. Имеет самую высокую теплопроводность и самую низкую температуру кипения (после гелия). Малорастворим в воде. При температуре –252,8°С и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние.

1. Молекула водорода очень прочная, что делает ее малоактивной:H₂=2H–432 кДж$.

2. При обычных температурах водород вступает в реакцию с активными металлами:Ca+H₂=CaH₂, образуя гидрид кальция, и с F2, образуя фтороводород:F₂+H₂=2HF.

3. При высоких температурах получают аммиак:N₂+3H₂=2NH3 и гидрид титана (металл в порошке):Ti+H₂=TiH₂.

4. При поджигании водород реагирует с кислородом: 2H₂+O₂=2H₂O+484кДж.

5. Водород обладает восстановительной способностью: CuO+H₂=Cu+H₂O.

Химические свойства галогенов: хлор, бром, йод.

У галогенов наиболее ярко выражены свойства неметаллов.

Г алогены — вещества молекулярного строения. Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы этих веществ. Хлор — газ желто-зеленого цвета, бром — красно-коричневая жидкость, йод — твердое вещество серо-фиолетового цвета. Водные растворы галогенов в воде называют хлорной, бромной и йодной водой.

1. Галогены — сильные окислители. Они окисляют простые и сложные вещества:
2. По окислительной активности каждый вышестоящий в Периодической таблице галоген является более сильным по отношению к нижестоящему. Поэтому каждый галоген вытесняет любой нижестоящий из его соединений:

3. Галогены активно реагируют с неметаллами: На свету взрывается.

4. Галогены реагируют с водой, образуя атомарный кислород: H₂O+Cl₂=2HCl+O;O+O=O₂.

5. Галогены очень активны в присутствии воды. Так, сухой хлор хранят в железных баллонах, а во влажном хлоре железо быстро ржавеет (совместное действие с водой продуктов реакции — кислоты и атомарного кислорода).

Водный раствор хлороводорода HCl называют соляной, или хлороводородной, кислотой. Соляная кислота принимает участие в пищеварении живых организмов.

Химические свойства кислорода.

Кислород (O) — самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере (21% по объему), в земной коре (92%), в гидросфере (89%).

O₂-это газ без запаха, цвета и вкуса. Кислород малорастворим в воде. Тем-ра кип. равна –183°С; при этой температуре и давлении 1 атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета. Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ: - неметаллов: C+O₂=CO₂;S+O₂=SO₂;4P+5O₂=2P₂O₅;- металлов: 3Fe+2O₂=Fe₃O₄, или FeO·Fe₂O₃. Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение — окисление:2Cu+O₂=2CuO;

б) горение сложных веществ: 2C₂H₂+5O₂→4CO₂+2H₂O

^{ацетилен}

У кислорода есть аллотропная модификация — озон O3. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы (Au,Pt,Ag):Ag+O3=AgO+O2↑(с кислородом серебро не реагирует)
Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне 6ē, два из них — неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления +2,+4,+6. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления –2.

Сера (S) — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера S₈ — стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с t°пл=112,8°С. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с t°пл=119,3°С, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при 160°С серы в холодную воду — образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

Сера и ее соединения.

Сера	Соединения серы
	Оксиды серы	Серная кислота
1. При обычных условиях — твердое желтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде: S+O2=SO2(проявляет восстановительные свойства). 3. Взаимодействует с металлами и водородом: Fe+S=FeSH2+S=H2S (проявляет окислительные свойства) В природе самородная сера S,сульфиды: FeS2 (пирит), CuS;сульфаты:  CaSO4·2H2O (гипс), Na2SO4 Получение 1. 2 H2S + H2SO3 → 3 S + 3 H2O 2.	1. При обычных условиях SO2 — газ, SO3 — жидкое вещество (t°пл=16,8°С). 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя: - с водой: SO2+H2O⇄H2SO3SO3+H2O=H2SO4 - со щелочами: SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O - с основными оксидами: SO3+CaO=CaSO4 Получение: 1) оксида серы (IV) а) в промышленности: - горение серы S+O2=SO2 - обжиг пирита 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 б) в лаборатории: Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O; 2) оксида серы (VI) в промышленности — каталитическое окисление оксида серы (IV): 2SO2+O2=2SO3	1 . При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость (ρ≈2г/см3), неограниченно растворимая в воде. 2. Сильная двухосновная кислота: H2SO4=H++HSO4−⇄2H++SO42− 3. Взаимодействует с металлами: Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑ В концентрированной кислоте пассивируются Al и Fe. 4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами: H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O H2SO4+Cа(OH)2=CаSO4+2H2O 3H2SO4+2Al(OH)3=Al2(SO4)3+6H2O 5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: H2SO4+CuO=CuSO4+H2O H2SO4+ZnO=ZnSO4+H2O 6. Концентрированная кислота гигроскопична: 7. С йодоводородом H2SO4 + 8 HI → 4 H2O + 4 I2 + H2S 8. Серная кислота окисляет неметаллы - серу и углерод - соответственно до угольной кислоты (нестойкой) и сернистого газа. S + H2SO4 → SO2 + H2O C + H2SO4 → CO2 + SO2 + H2O Получение в промышленности в соответствии со схемой: FeS2(илиS)+ O2→SO2+O2→ SO3+H2O → H2SO4

Химические свойства азота.

Азот (N) — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три — неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления –3 в соединениях с водородом (аммиак NH3) и с металлами (нитриды Li3N,Mg3N2).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления +3 и +5. Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления +1,+2,+4.

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы N₂, атомы связаны прочной ковалентной связью N≡N. Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится 78%. Азот — составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли (NH₄NO₃,KNO₃) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот — жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

Азот и его соединения.

Азот	Соединения азота
	Аммиак	Оксиды азота	Азотная кислота
1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула. 2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами): N2+3H2⇄2NH3 N2+3Mg=Mg3N2 3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом): N2+O2=2NO Получение 1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха. 2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония: NH4NO2t°→ N2+2H2O	1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ. 2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания: NH3+H2O⇄NH4++OH– 3 . Схема электронного строения иона аммония: 4. Взаимодействует с кислотами: NH3+H+=NH4+ 5. Проявляет восстановительные свойства: 2NH3+3CuOt°→ 3Cu+3H2O+N2 4NH3+3O2=2N2+6H2O 4NH3+5O2кат→4NO+6H2O Получение 1. В промышленности: N2+3H2⇄2NH3+92кДж 2. В лаборатории: 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O	1. Оксид азота (II) окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре: 2NO+O2=2NO2 2. Оксид азота (IV) взаимодействует с водой в присутствии кислорода: 4NO2+O2+2H2O=4HNO3 3. С водой 2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3 4. С щелочами 4 NO2 + 2 Ba(OH)2 →  2 H2O + Ba(NO3)2+ Ba(NO2)2  Образуются при взаимодействии: 1) азота с кислородом при высокой температуре или в условиях электрического разряда: N2+O2=2NO 2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора: 4NH3+5O2кат→4NO+6H2O; 3) меди с азотной кислотой: а) концентрированной: Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O; б) разбавленной: 3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 4) 2 HNO2 + 2 HI → I2 + 2 NO + 2 H2O	1. Неустойчива, разлагается под действием света: 4HNO3=2H2O+4NO2↑+O2↑ 2. Является сильной кислотой, диссоциирует необратимо в водном растворе: HNO3+H2O=H3O++NO3− 3. Взаимодействует с основными оксидами: CаO+2HNO3=Cа(NO3)2+H2O CаO+2H+=Cа2++H2O 4. Взаимодействует с основаниями: Fe(OH)3+3HNO3=Fe(NO3)3+3H2O Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O 5. Реагирует с металлами без выделения водорода и по-разному (см.схему). 6. Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO2, если разбавленная - до NO. HNO3(конц.) + C → CO2 + H2O + NO2 HNO3(конц.) + S → H2SO4 + NO2 + H2O HNO3(разб.) + S → H2SO4 + NO + H2O HNO3(конц.) + P → H3PO4 + NO2 + H2O 7. CuS + 4 HNO3конц→ 2 H2O  + 2 NO2  + S  + Cu(NO3)2  Получение 1. В промышленности взаимодействием оксида азота (IV) с водой и кислородом: 4NO2+O2+2H2O=4HNO3 2. В лаборатории вытеснением из солей нелетучей кислотой при нагревании: 2NaNO3кр+H2SO4=2HNO3+Na2SO4