1
Химические свойства неметаллов.
1. Сера и её соединения.
1.1 Химические свойства серы ( S ).
Сера - неметалл, для которого характерны больше окислительные свойства, хотя может проявлять восстановительные свойства. В соединениях сера проявляет степени окисления: -2, +4, +6.
|
Сера реагирует с кислородом при нагревании, проявляя восстановительные свойства. При горении серы всегда образуется оксид серы (IV).
|
t S + O2 SO2
|
|
Сера реагирует с металлами при нагревании, проявляя окислительные свойства. При этом образуются сульфиды металлов с низкой степенью окисления металла.
|
t Mе + S MеS t 2 Al + 3 S Al2S3 t Fe + S FeS
|
|
Сера реагирует с водородом при нагревании, проявляя окислительные свойства. При этом образуется сероводород ( H2S ). |
t H2 + S H2S
|
|
|
t Na2S + S Na2S2
|
|
При кипячении серы в растворе щёлочи происходит реакция диспропорционирования и образутся сульфид и сульфит металла.
|
t 3 S + 6 NaOH 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O
|
|
Сера окисляется кислотами окислителями ( особенно при нагревании ). Азотная кислота окисляет серу до серной кислоты.
|
t S+6 HNO3 (конц.) H2SO4 + 6 NO2 +2 H2O
|
|
Сера окисляется концентрированной серной кислотой в оксид серы (IV). Это реакция синпропорционирования.
|
t S + 2 H2SO4 (конц.) 3 SO2 + 2 H2O
|
|
При кипячении серы в растворе сульфита натрия ( или калия ) происходит образование тиосульфата натрия ( или калия ).
|
t S + Na2SO3 (конц.) Na2SO3S
|
1.2 Химические свойства сероводорода ( H2S ).
Сероводород ( или его насыщенный раствор ) - проявляет общие свойства двухосновной кислоты, в окислительно-восстановительных реакциях всегда восстановитель.
|
Проявляя общие свойства кислот, сероводород реагирует с щелочами с образованием средней или кислой соли. |
H2S + NaOH NaHS + H2O
H2S + 2 NaOH Na2S + H2O
|
|
Сероводород может вступать в реакции с оксидами активных металлов.
|
2 H2S + K2O 2 KHS + H2O
|
2
|
Сероводород осаждает металлы Сu, Hg, Pb, Ag из растворов их солей. |
H2S + CuCl2 CuS + 2 HCl
|
|
Сероводород реагирует с кислородом по- разному, проявляя восстановительные свойства. При горении его на воздухе образуется оксид серы (IV) и вода.
|
t 2 H2S + 3 O2 2 SO2 + 2 H2O
|
|
На воздухе без нагревания сероводородная кислота ( раствор сероводорода в воде ) окисляется до серы.
|
2 H2S + O2 2 S + 2 H2O
|
|
Сероводород окисляется даже не типичными окислителями ( SO2 ). |
2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O
|
|
Сероводород окисляется сильными окислителями до серы ( S ) |
3 H2S + 2 KMnO4 3 S +2 MnO2 + 2 KOH + 2 H2O
|
|
или до серной кислоты ( H2SO4 ). |
H2S + 4 Cl2 + 4 H2O H2SO4 + 8 HCl
|
1.3 Химические свойства серной кислоты ( H2SО4 ).
|
Серная кислота, проявляя общие свойства кислот, реагирует с щелочами с образованием средней или кислой соли.
|
H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + H2O
|
|
С оксидами металлов. |
Fe2O3 + 3 H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3 H2O
|
|
С солями.
|
CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + CO2 + H2O
|
|
Раствор серной кислоты реагирует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода. При этом серная кислота проявляет окислительные свойства за счёт атомов водорода.
|
2 Al + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 3 H2 +2 Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
|
|
Концентрированная серная кислота обладает особыми свойствами. Она всегда проявляет окислительные свойства за счёт атомов серы в степени окисления +6. При этом в реакции с ней всегда образуется сульфат металла в высокой степени окисления металла. Возможные продукты восстановления серной кислоты: SO2 , S , H2S Какой именно образуется продукт зависит от активности металла.
|
Сu + 2 H2SO4 (конц.) CuSO4 + SO2 + 2 H2O
3 Zn + 4 H2SO4 (конц.) 3 ZnSO4+ S +4 H2O
4 Mg+ 5 H2SO4 (конц.) 4 MgSO4+H2S +4 H2O
|
|
На схемы приведена зависимость продукта восстановления серной кислоты от активности металла:
|
3
|
|
металл Cd - Ag SO2 металл Zn H2S, S или SO2 металлы Li - Mg H2SO4 + металл H2S (конц.) металлы Pt, Au реакции нет металлы Al, Сr, Fe, Pb ( без t ) реакции нет
металлы Al, Сr, Fe, Pb ( при t ) SO2 сложное вещество |
|
При
нагревании концентрированная серная
кислота окисляет неметаллы и при этом
сама восстанавливается до оксида серы
(IV) - ( SO2
). |
t S + 2 H2SO4 (конц.) 3 SO2 + 2 H2O t C + 2 H2SO4 (конц.) 2 SO2 + CO2 + 2 H2O t 2 P + 5 H2SO4 (конц.) 2 H3PO4 + 5 SO2 + 2 H2O |
|
Некоторые сложные вещества восстанавливают серную концентрированную кислоту по разному. Возможные продукты восстановления серной кислоты: SO2 , S , H2S. Бромоводородная кислота и её соли восстанавливают H2SO4 до SO2. Иодоводородная кислота и её соли более сильные восстановители и восстанавливают H2SO4 до H2S.
|
3 H2S + H2SO4 (конц.) 4 S + 4 H2O
2 KBr+2 H2SO4 (конц.) SO2+ Br2+K2SO4 + 2 H2O
8 KI + 5 H2SO4 (конц.) H2S+ 4 I2+4 K2SO4 +4 H2O
|
1.4 Химические свойства оксида серы (IV) ( SО2 ).
Оксид серы (IV) ( или его насыщенный раствор H2SO3 - cернистая кислота) - проявляет общие свойства кислотных оксидов, в окислительно-восстановительных реакциях больше характерны восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства.
|
Проявляя свойства кислотных оксидов, оксид серы (IV) реагирует с щелочами с образованием средней или кислой соли. |
SO2 + KOH KHSO3
SO2 + 2 KOH K2SO3 + H2O
|
|
Реагирует с основными оксидами с образованием средней соли.
|
SO2 + K2O K2SO3
|
|
Оксид cеры (IV) проявляет восстановительные свойства. В реакциях с окислителями превращается в сульфат ион ( сульфат металла ).
|
5 SO2 +2 KMnO4+2 H2O 2 MnSO4+2 H2SO4+K2SO4
|
|
Окисляется кислородом при нагревании только в присутствии катализатора.
|
V2O5 , t 2 SO2 + O2 2 SO3
|
|
Реагируя с сероводородом проявляет свои слабые окислительные свойства. |
SO2 + 2 H2S 3 S + 2 H2O
|
4
2. Кислород и его соединения.
Кислород ( О ) - неметалл, для которого больше характерны окислительные свойства. Однако, есть соединения, в которых атомы кислорода проявляют восстановительные свойства. В соединениях кислород проявляет степени окисления: -2, -1, 0, ( очень редко +2 ). Кислород - элемент образует два простых вещества: кислород - ( О2 ) и озон - ( О3 ).
2.1 Химические свойства кислорода ( О2 ).
Простое вещество кислород ( О2 ) - всегда проявляет только окислительные свойства.
|
Реагирует при нагревании с неметаллами: углеродом - ( С ), серой - ( S ), фосфором - ( Р ), водородом - ( Н2 ) при очень сильном нагревании с азотом - ( N2 ). Реакция вещества с кислородом называется реакцией горения. Она протекает с выделением большого количества теплоты.
|
t C + O2 CO2 t S + O2 SO2
t 4 P (крас.) + 5 O2 2 Р2O5
t 2 H2 + O2 2 H2O
t>2000C N2 + O2 2 NO |
|
Кислородом окисляются многие металлы.
Литий и кальций, а также малоактивные металлы горят в кислороде с образованием оксида металла ( металл в оксиде проявляет высокую степень окисления ).
Натрий ( Na ) окисляется кислородом без нагревания. И при этом образуется пероксид натрия ( Na2O2 ). В пероксидах кислород имеет степень окисления ( - 1 ).
Очень активные металлы - калий ( K ), рубидий (Rb ) и цезий окисляются кислородом ,без нагревания в надпероксиды, например, надпероксид калия - ( KO2 ).
Железо, сгорая в кислороде, образует “смешанный оксид” (т.е. смесь оксидов железа (II) и железа (III) - железную окалину ( FeO • Fe2O3 или Fe3O4 ). Не реагируют с кислородом серебро, золото и платина.
|
t 4 Li + O2 2 Li2O t 2 Ca + O2 2CaO
t 2 Cu + O2 2 CuO
2 Na + O2 Na2O2
K + O2 KO2
t 3 Fe + 2 O2 FeO • Fe2O3
|
|
Сложные вещества, сгорая в кислороде, образуют как правило оксиды элементов, составляющих сложное вещество. При этом образуется оксид металла в наивысшей степени окисления.
|
t CuS + 1,5 O2 CuO + SO2
|
|
При очень высокой температуре ( 3000 С ) или электрическом разряде кислород ( О2 ) превращается в озон ( О3 ). |
t 3 O2 2 O3
|
5
2.2 Химические свойства озона ( О3 ).
Озон ( О3 ) - всегда проявляет только окислительные свойства.
|
Озон, в отличие от кислорода, окисляет серебро. При этом получается пероксид серебра.
|
2 O3 + 2 Ag Ag2O2 + 2 O2
|
|
Реагирует с восстановителями в растворе. Реакция с иодидом калия используется для обнаружения озона.
|
O3 + 2 KI + H2O I2 + O2 + 2 KOH
|
|
Может реагировать с некоторыми восстановителями по-разному.
|
O3 + H2S SO2 + H2O
4 O3 + 3 H2S 3 H2SO4
|
2.3 Химические свойства пероксида водорода ( Н2О2 ).
Пероксид водорода ( перекись водорода ) - может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Окислительные свойства характерны в большей степени, чем восстановительные.
|
При нагревании или каталитическом действии оксида марганца (IV) разлагается с выделением кислорода.
|
t или MnO2 2 H2O2 2 H2O + O2
|
|
Реагирует с восстановителями в растворе, проявляя окислительные свойства. При этом превращается в воду.
|
H2O2 + H2SO4 + 2 KI I2 + 2 H2O + K2SO4
|
|
Реакция окисления черного сульфида свинца в белый сульфат свинца используется в реставрационных работах.
|
4 H2O2 + PbS PbSO4 + 4 H2O
|
|
Перекись водорода проявляет свойства восстановителя в реакции с оксидом серебра. При этом выделяется кислород.
|
H2O2 + Ag2O 2 Ag + O2 + H2O
|
|
Сильные окислители ( перманганаты, дихроматы, хлор и бром ) окисляют пероксид водорода. При этом выделяется кислород. В этих реакциях пероксид водорода - восстановитель. |
H2O2 + Cl2 O2 + 2 HCl
5 H2O2+2 KMnO4+3 H2SO4 2 MnSO4+5 O2+K2SO4+ 8H2O
|
6
3. Фосфор и его соединения.
3.1 Химические свойства фосфора ( P ).
Фосфор - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях фосфор проявляет степени окисления: -3, +3, +5.
|
Реагируя с кислородом, фосфор проявляет восстановительные свойства. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, а при нагревании энергично. Белый фосфор на воздухе самовоспламеняется и очень энергично сгорает. |
t 4 P (крас.) + 5 O2 P4O10
P4 (бел.) + 5 O2 P4O10
|
|
При легком нагревании ( 40-90 С красный фосфор окисляется хлором по разному. При небольшом количестве хлора образуется хлорид фосфора (III), а в избытке хлора образуется хлорид фосфора (V).
|
t 2 P (крас.) + 3 Cl2 2 PCl3
t 2 P (крас.) + 5 Cl2 2 PCl5
|
|
Красный фосфор медленно окисляется кислотами-окислителями, превращаясь в ортофосфорную кислоту ( H3PO4 ).
|
t P (крас.) + 5 HNO3 (конц.) H3PO4 + 5 NO2 + H2O
t 2 P(крас.)+5 H2SO4 (конц.) 2 H3PO4+5 SO2+2 H2O
|
|
Белый фосфор проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с водородом при нагревании под давлением. При этом образуется газ - фосфин ( PH3 - очень ядовит).
|
t, p P4 (бел.) + 6 H2 4 PH3
|
|
Красный фосфор проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с металлами образует фосфиды ( Ca3P2 ).
|
t 2 P (крас.) + 3 Ca Ca3P2
|
|
При нагревании со щелочами белый фосфор диспропорционирует, превращаясь в соль фосфиновой кислоты ( H3PO2 ) - гипофосфит - NaH2PO2 и при этом выделяется газ фосфин - PH3 |
P4 (бел.)+3 NaOH (конц.)+3 H2O 3 NaH2PO2+ PH3
|
3.2 Химические свойства оксида фосфора (V) ( P2О5 ).
Оксид фосфора (V) ( фосфорный ангидрид ) - обладает свойствами кислотного оксида, сильно гигроскопичен ( поглощает пары воды из воздуха).
|
Реагирует с водой по-разному. Без нагревания с образованием метаосфосфорной кислоты ( HPO3 ). При нагревании с образованием ортофосфорной кислоты ( H3PO4 ). |
P2O5 + H2O 2 HPO3 t P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4
|
|
У кислородсодержащих 100 % кислот отнимает воду с образованием кислотного оксида. |
P2O5 + 2 HNO3 (безводн.) 2 HPO3 + N2O5
|
7
|
В реакциях со щелочами и гидратом аммиака проявляет свойства кислотного оксида многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- Na3PO4 ), кислую соль ( гидрофосфат- Na2HPO4) или кислую соль ( дигидрофосфат- NaH2PO4). |
P2O5 + 2 NаOH + H2O 2 NaH2PO4
P2O5 + 4 NаOH 2 Na2HPO4 + H2O
P2O5 + 6 NаOH 2 Na3PO4 + 3 H2O
|
3.3 Химические свойства ортофосфорной ( фосфорной ) кислоты ( H3PО4 ).
Фосфорная кислота - обладает общими свойствами кислот, окислительные свойства за счёт водорода ( в реакциях с металлами ).
|
В реакциях со щелочами проявляет свойства многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- K3PO4 ), кислую соль ( гидрофосфат- K2HPO4) или кислую соль ( дигидрофосфат- KH2PO4).
|
H3PO4 + KOH KH2PO4 + H2O
H3PO4 + 2 KOH K2HPO4+ 2 H2O
H3PO4 + 3 KOH K3PO4 + 3 H2O
|
|
В реакциях с аммиаком ( гидратом аммиака ) проявляет свойства многоосновной кислоты. При этом образует 3 типа солей: среднюю соль ( фосфат- (NH4)3PO4 ), кислую соль ( гидрофосфат- (NH4)2HPO4) или кислую соль ( дигидрофосфат- NH4H2PO4).
|
H3PO4 + NH3 NH4H2PO4
H3PO4 + 2 NH3 (NH4)2HPO4
H3PO4 + 3 NH3 (NH4)3PO4
|
|
Качественная реакция на фосфорную кислоту и орто-фосфат ион ( PO43- ) - реакция с нитратом серебра.
|
H3PO4 + 3 AgNO3 Ag3PO4+ 3 HNO3
|
|
При действии на фосфаты раствора фосфорной кислотой образуются гидро- и дигидрофосаты. |
H3PO4 + Ca3(PO4)2 3 CaHPO4
4 H3PO4 + Ca3(PO4)2 3 Ca(H2PO4)2
|
|
Раствор фосфорной кислоты реагирует с металлами, которые расположены в ряду напряжений левее водорода. При этом фосфорная проявляет окислительные свойства за счёт атомов водорода.
|
2 H3PO4 + 3 Mg Mg3(PO4)2 + 3 H2
|
|
При нагревании отщепляет воду с образованием пирофосфорной кислоты ( H4P2O7 ). |
t 2 H3PO4 H4P2O7 + H2O
|
3.4 Химические свойства некоторых соединений фосфора.
|
Хлориды фосфора гидролизуются в воде по-разному. Хлорид фосфора (III) - образует фосфористую кислоту ( H3PO3 ). Хлорид фосфора (V) - образует фосфорную кислоту ( H3PO4 ).
Cо щелочами хлориды образуют соли вышеуказанных кислот. |
PCl3 + 3 H2O H3PO3 + 3 HСl
PCl5 + 4 H2O H3PO4 + 5 HCl
PCl3 + 5 NaOH Na2HPO3 + 3 NaCl + 2 H2O PCl3 + 8 NaOH Na3PO4 + 5 NaCl + 4 H2O |
8
|
Фосфин ( PH3 ) легко самовосгорается на воздухе с образованием ортофосфорной кислоты.
|
t PH3 + 2 O2 H3PO4
|
|
Из ортофосфатов при нагревании с углеродом ( кокс ) и оксидом кремния (IV) без доступа воздуха в электрических печах восстанавливается белый фосфор ( P4 ). Его пары конденсируют под холодной водой. |
t 2 Са3(PO4)2 +10 C + 6 SiO2 6 CaSiO3 + 10 CO + P4
|
9
4. Азот и его соединения.
4.1 Химические свойства азота ( N ).
Азот - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях азот проявляет степени окисления: -3, +1, +2, +3, +4, +5.
|
Реагируя с кислородом, азот проявляет восстановительные свойства. Азот соединяется с кислородом только при очень высокой температуре ( более 2000С ). При этом всегда образуется оксид азота (II). |
t N2 + O2 2 NO
|
|
При нагревании до 350-450 С на катализаторе азот, проявляя свойства слабого окислителя соединяется с водородом, образуя аммиак ( NH3 ).
|
t N2 + 3 H2 2 NH3 Fe2О3
|
|
Азот проявляет свойства слабого окислителя, реагируя с металлами образует нитриды ( Ca3N2 ).
|
t N2 + 3 Ca Ca3N2
|
4.2 Химические свойства оксида азота (II) ( NО ).
Оксид азота (II) – безразличный оксид, обладает окислительно-восстановительной двойственностью.
|
Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха, проявляя восстановительные свойства:
|
2 NO + O2 2 NO2
|
|
Оксид азота (II) проявляет слабые окислительные свойства. |
t 2 NO + 2 H2S 2 S + N2 + 2 H2O
|
4.3 Химические свойства оксида азота (IV) ( NО2 ).
Оксид азота (IV) – обладает окислительно-восстановительной двойственностью.
|
Оксид азота (IV) проявляет сильные окислительные свойства |
t 2 NO2 + 2 S 2 SO2 + N2
|
|
Вступает в реакцию с водой и щелочами. При этом происходит реакция диспропорционирования. |
t 3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO
4 NO2 + O2 + 2 H2O 4 HNO3
2 NO2 + 2 NaOH NaNO2 + NaNO3 + H2O
|
4.4 Химические свойства оксида азота (V) ( N2О5 ).
Оксид азота (V) – кислотный оксид, проявляет только окислительные свойства.
|
Реагирует с водой с образованием азотной кислоты ( ангидрид азотной кислоты ). |
N2O5 + Н2О 2 НNO3 |
10
|
Окисляет простые вещества при нагревании.
|
t N2O5 + 5 Cu 5 CuO + N2
|
4.5 Химические свойства азотной кислоты ( НNО3 ).
Азотная кислота – проявляет общие свойства кислот, обладает только окислительными свойствами.
|
Азотная кислота проявляя общие свойства кислот, реагирует с основаниями, оксидами металлов, солями. |
HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O
2 HNO3 + СuO Cu(NO3)2 + H2O
2 HNO3 + СaCO3 Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
|
|
Азотная кислота проявляет только окислительные свойства за счёт атомов азота в степени окисления +5 ( N+5 ). Вступает в реакцию с металлами по разному в зависимости от природы металла и концентрации азотной кислоты ( см. схему ). При этом в реакции с ней всегда образуется нитрат металла в высокой степени окисления металла. Возможные продукты восстановления азотной кислоты: NH4NO3 , N2O, N2 , NO, NO2.
|
4 Ca + 10 HNO3 (конц.) 4 Ca(NO3)2 + N2O + 5 H2O
Cu + 4 HNO3 (конц.) Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
8 Fe+ 30 HNO3(разб.) 8 Fe(NO3)3+ 3 NH4NO3 + 9 H2O
3 Cu + 8 HNO3 (разб.) 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
|
|
На схеме приведена зависимость продукта восстановления азотной кислоты от активности металла: |
|
|
металл от Li до Zn N2O или N2 металл Аl, Cr, Fe, Au, Pt реакции нет HNO3 + металл металлы Sn, Pb, Bi, Сu, Hg, Ag (конц.) NO2 металлы Al, Сr, Fe ( при t ) NO2 сложное вещество
|
|
|
металл от Li до Fe NH4NO3 , N2O или N2 металл Au, Pt HNO3 + металл реакции нет ( разб. ) металлы Sn, Pb, Bi, Сu, Hg, Ag NO сложное вещество
|
|
Концентрированная азотная кислота реагирует с неметаллами. При этом восстанавливается до NO2.
|
3 C + 4 HNO3 (конц.) 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O
3 S + 4 HNO3 (конц.) 3 SO2 + 4 NO + 2 H2O
3 Р + 5 HNO3 (конц.) + 2 H2O 3 Н3РО4 + 5 NO |
11
|
Окисляет сложные вещества по разному. Разбавленная восстанавливается до NO, а концентрированная до NO2. |
3 CuS + 8 HNO3 (разб.) 3 CuSO4 + 8 NO + 4 H2O
CuS + 8 HNO3 (конц.) CuSO4 + 8 NO2 + 4 H2O
|
4.6 Химические свойства солей азотной кислоты ( МеNО3 ).
Cоли азотной кислоты ( нитраты ) – проявляют общие свойства кислот, обладают при нагревании сильными окислительными свойствами. При нагревании разлагаются.
|
Термическое разложение нитратов зависит от активности металла, которым он образован. Ниже приведена зависимость продуктов разложения нитрата от места положения металла в ряду активностей металлов ( ряду напряжений ): |
|
Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений левее Mg:
|
t Общая схема: МеNO3 MeNO2 + O2 t 2 NaNO3 2 NaNO2 + O2 t Ca(NO3)2 Ca(NO2)2 + O2
|
|
Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений между Mg и Cu :
|
t Общая схема: МеNO3 MeO + NO2 + O2 t 2 Mg(NO3)2 2 MgO + 4 NO2 + O2 t 4 Fe(NO3)2 2 Fe2O3 + 8 NO2 + O2
|
|
Металл в нитрате занимает положение в ряду напряжений правее Cu :
|
t Общая схема: МеNO3 Me + NO2 + O2 t 2 Hg(NO3)2 2 Hg + 4 NO2 + 2 O2 t 2 AgNO3 2 Ag + 2 NO2 + O2
|
|
При нагревании нитраты реагируют с восстановителями ( углеродом, металлами ).
|
t 2 Al(NO3)3 + 15 C Al2O3 + 15 CO + 3 N2 t 4 Al(NO3)3 + 30 C 2 Al2O3 + 15 CO2 + 6 N2 t 6 KNO3 + 10 Al KAlO2 + 2 Al2O3 + 3 N2
|
|
Только нитрат аммония ( NH4NO3 ) может разлагаться при нагревании иначе, чем все другие нитраты. |
t NH4NO3 N2O + 2 H2O
NH4NO3 N2 + O2 + H2O ( со взрывом ! )
|
4.7 Химические свойства аммиака ( NН3 ).
Аммиак – проявляет основные свойства и свойства восстановителя.
|
Реагируя с кислотами, кислыми солями и водой, аммиак проявляет свойства оснований. |
NH3 + H2O NH3 • H2O
NH3 + H3PO4 NH4H2PO4 2 NH3 + H3PO4 (NH4)2HPO4
NH3 + NH4H2PO4 (NH4)2HPO4 |
12
|
Аммиак реагирует с окислителями. При этом в большинстве случаев образуется азот ( N2 ). С кислородом аммиак реагирует по разному. При окислении на платиновом катализаторе образуется оксид азота (II). |
t 4 NH3 + 3 O2 2 N2 + 6 H2O
Pt,t 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O t 2 NH3 + 3 CuO 3 Cu + N2 + 3 H2O
2 NH3 + 3 Cl2 N2 + 6 HCl
2 NH3 + 2 KМnO4 2 MnO2 + N2 + 2 KOH + 2 H2О
|
4.8 Химические свойства солей аммония.
Соли аммония – проявляют общие свойства солей и специфические свойства ( разлагаются при нагревании ).
|
При нагревании солей аммония со щелочами ( как в твёрдом виде так и в растворе ) выделяется аммиак.
|
t (NH4)2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 NH3 + 2 H2O
|
|
При нагревании солей аммония ( всех кроме нитрата и нитрита ) выделяется аммиак.
|
t NH4Cl NH3 + HCl t (NH4)2SO4 NH3 + NH4HSO4 ( для солей нелетучих многоосновных кислот ) t (NH4)2CO3 2 NH3 + CO2 + H2O ( для солей летучих кислот )
|
4.9 Химические свойства гидрата аммиака ( гидроксида аммония ) ( NH3 • H2O ).
Гидрат аммиака ( водный раствор аммиака ) – проявляет основные свойства, свойства восстановителя и комплексообразующие свойства.
|
Реагируя с кислотами, кислыми солями и кислотными оксидами, гидрат аммиака проявляет свойства оснований. |
NH3 • H2O + HNO3 NH4NO3 + H2O
NH3 • H2O + H2SO4 NH4HSO4 + H2O
NH3 • H2O + NH4H2PO4 (NH4)2HPO4 + H2O
NH3 • H2O + CO2 NH4HCO3
|
|
Реагирует ( растворяя ) с металлами – d-элементами, образуя аммиачные комплексные соединения. В уравнениях реакций гидрат аммиака берут в скобки, если коэффициент более 1. |
2 Сu + O2 + 8 ( NH3 • H2O ) (конц.) 2 [Cu(NH3)4](OH)2 + 6 H2O Zn + 4 (NH3 • H2O) (конц.) [Zn(NH3)4](OH)2 + H2 + 2 H2O
СuO + 4 (NH3 • H2O) (конц.) [Cu(NH3)4](OH)2 + 3 H2O ZnO + 4 (NH3 • H2O) (конц.) [Zn(NH3)4](OH)2 + 3 H2O Ag2O + 4 (NH3 • H2O) (конц.) 2 [Ag(NH3)2](OH)2 + 3 H2O
Сu(OH)2 + 4 (NH3 • H2O) (конц.) [Cu(NH3)4](OH)2 + 4 H2O Zn(OH)2 + 4 (NH3 • H2O) (конц.) [Zn(NH3)4](OH)2 + 4 H2O
СuCL2 + 4 (NH3 • H2O) (конц.) [Cu(NH3)4]Cl2 + 4 H2O ZnSO4 + 4 (NH3 • H2O) (конц.) [Zn(NH3)4]SO4 + 4 H2O AgNO3 + 4 (NH3 • H2O) (конц.) [Ag(NH3)2]NO3 + 2 H2O |
13
|
Гидрат аммиака реагирует с окислителями, проявляя восстановительные свойства. |
2 (NH3 • H2O) + 2 KМnO4 2 MnO2 + N2 + 2 KOH + 4 H2О
|
14
5. Углерод и его соединения.
5.1 Химические свойства углерода ( С ).
Углерод - неметалл, для которого характерны больше восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. В соединениях углерод проявляет степени окисления: + 2, +4, а также может проявлять отрицательные степени окисления ( в соединениях с металлами и органических соединениях ).
|
Углерод при нагревании по-разному реагирует с кислородом. В избытке кислорода образуется углекислый газ - ( СО2 ).
|
t C + O2 CO2
|
|
В недостатке кислорода образуется угарный газ - ( СО ).
|
t 2 C + O2 CO
|
|
С металлами при нагревании углерод образует карбиды. В этих реакциях углерод - окислитель. |
t Ca + 2 C CaC2 t 4 Al + 3 C Al4C3 t 2 Mg + 3 C Mg2C3
|
|
Проявляя сильные восстановительные свойства, углерод восстанавливает большинство металлов ( кроме щелочных и щелочноземельных ) из их оксидов.
|
t ZnO + C Zn + CO
|
|
Избыточное количество углерода в реакции приводит к образованию карбида металла. |
t CaO + 3 C CaC2 + CO t 2 Al2O3 + 9 C Al4C3 + 6 CO t 2 MgO + 5 C Mg2C3 + 2 CO
|
|
Углерод восстанавливает при нагревании неметаллы из оксидов. |
t C + H2O (пар) CO + H2
|
|
При нагревании восстанавливает углекислый газ. |
t CO2 + C 2 CO
|
|
Углерод восстанавливает кислоты окислители. При этом сам углерод окисляется до углекислого газа ( СО2 ).
|
t C + 2 H2SO4 (конц.) 2 SO2 + CO2 + 2 H2O
t C + 4 HNO3 (конц.) 4 NO2 + CO2 + 2 H2O
|
|
Некоторые сульфиды ( Мg, Са ) нельзя получить осаждением из раствора. Для этой цели применяют углерод.
|
t CaSO4 + 4 C CaS + 4 CO
|
15
5.2 Химические свойства оксида углерода (II) ( СО ).
Оксид углерода (II) ( угарный газ ) - не проявляет кислотных свойств, типичный восстановитель при нагревании, хотя может проявлять окислительные свойства.
|
Кислородом окисляется при нагревании в углекислый газ. |
t 2 CO + O2 2 CO2
|
|
С хлором образует чрезвычайно ядовитый газ - фосген ( COCl2 ). |
t CO + Cl2 COCl2
|
|
Восстанавливает при нагревании водород из паров воды. |
t H2O + CO CO2 + H2
|
|
Проявляя слабые окислительные свойства, реагирует с водородом по-разному: на никелевом катализаторе с образованием метана ( CH4 ).
|
t, Ni CO + H2 CH4 + H2O
|
|
На медном катализаторе образуется органическое вещество - спирт: метанол - CH3OH
|
t, CuO CO + 2 H2 CH3OH
|
|
При высоком давлении и сильном нагревании реагирует со щелочами, образуя соль органической - муравьиной кислоты: формиат натрия - HCOONa
|
t, p CO + NaOH HCOONa
|
5.3 Химические свойства оксида углерода (IV) ( СО2 ).
Оксид углерода (IV) ( углекислый газ ) - обладает свойствами кислотного оксида, при нагревании с сильными восстановителями проявляет слабые окислительные свойства.
|
В реакциях со щелочами и гидратом аммиака проявляет свойства кислотного оксида. При этом образует два типа солей: среднюю соль ( карбонат ) или кислую соль ( гидрокарбонат ).
|
CO2 + NaOH NaHCO3
CO2 + 2 NaOH Na2CO3 + H2O
|
|
Реагирует с гидратом аммиака, образуя гидрокарбонат аммония. |
CO2 + NH3 • H2O NH4HCO3
|
|
В водном растворе образует слабую угольную кислоту, которая, реагируя с карбонатами превращает их в гидрокарбонаты.
|
CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2
|
|
Проявляет слабые окислительные свойства за счёт углерода в степени окисления +4. Восстанавливается при нагревании углеродом.
|
t CO2 + C 2 CO
|
|
Восстанавливается при нагревании активными металлами. |
t CO2 + 2 Mg 2 MgO + C |
16
|
Восстанавливается при нагревании водородом. При этом образуется органическое вещество- газ метан ( CH4).
|
t, Cu2O CO2 + 4 H2 CH4 + 2 H2O
|
|
Избыток углекислого газа в закрытом помещении ( на подводной лодке, в бомбоубежище и т.д. ) регенирируют реакцией с пероксидом натрия. При этом образуется кислород ( О2 ). |
2 CO2 + 2 Na2O2 2 Na2CO3 + O2
|
6. Кремний и его соединения.
6.1 Химические свойства кремния ( Si ).
Кремний - неметалл, для которого характерны как восстановительные, так и свойства окислителя. В соединениях азот проявляет степени окисления: -4, +2, +4.
|
Кремний соединяется с кислородом при высокой температуре ( 1200 С ). При этом проявляет восстановительные свойства.
|
t Si + O2 SiO2
|
|
Кремний сгорает во фторе с образованием фторсилана ( SiF4 ). |
Si + 2 F2 SiF4
|
|
Кремний соединяется с металлами при нагревании.. При этом проявляет окислительные свойства.
|
t Si + 2 Ca Ca2Si
|
|
Кремний растворяется в плавиковой ( фтороводородной кислоте ), проявляя восстановительные свойства. При этом образуется комплексное соединение.
|
Si + 6 HF (конц.) H2[SiF4] + 2 H2
|
|
Реагирует с концентрированной щёлочью. При этом выделяется водород.ы |
t Si + 2 NaOH (конц.) + H2O Na2SiO3 + 2 H2
|
6.2 Химические свойства оксида кремния ( SiО2 ).
Оксид кремния (IV) - кислотный оксид, для которого не характерны окислительно-восстановительные свойства, но может проявлять слабые окислительные свойства. Не реагирует с водой
|
Реагирует со щелочами только при нагревании. |
t SiO2 + 2 NaOH Na2SiO3 + H2O
|
|
Оксид кремния (IV) растворяется в плавиковой ( фтороводородной кислоте ), проявляя восстановительные свойства. При этом образуется комплексное соединение.
|
SiO2 + 6 HF (конц.) H2[SiF4] + 2 H2O
|
|
Оксид кремния (IV) реагирует при славлении с солями летучих кислот ( карбонатами или сульфитами ).
|
t SiO2 + Na2СO3 Na2SiO3 + СO2
|
17
|
Реагируя с металлами при сплавлении, оксид кремния (IV) проявляет свойства слабого окислителя. |
t SiO2 + 2 Mg Si + 2 MgO
t SiO2 + 3 Mg Mg2Si + 2 MgO
|
|
Реагируя с углеродом при сплавлении, оксид кремния (IV) проявляет свойства слабого окислителя. При этом образуется карбид кремния ( карборунд ). |
t SiO2 + 3 C SiC + 2 CO
|
6.3 Химические свойства некоторых соединений кремния.
|
Кремниевая кислота при нагревании разлагается с образованием оксида углерода (IV).
|
t H2SiO3 SiO2 + H2O
|
|
Кремниевая кислота, реагируя со щелочами, проявляет общие свойства кислот.
|
H2SiO3 + 2 NaOH Na2SiO3 + 2 H2O
|
|
Силан ( гидрид кремния (IV)) самовоспламеняется на воздухе, образуя оксид кремния (IV). |
SiH4 + 2 O2 SiO2 + 2 H2O
|
18
7. Хлор и его соединения.
7.1 Химические свойства хлора ( Сl2 ).
Хлор обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства.
|
Хлор соединяется с водородом на свету при комнатной температуре. |
свет или t H2 + Cl2 2 HCl
|
|
Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием хлорида.
|
t +3 2 Fe + 3 Cl2 2 FeCl3
|
|
Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет по-разному. Продукт зависит от количества хлора. |
t 2 P (крас.) + 3 Cl2 2 PCl3
t 2 P (крас.) + 5 Cl2 2 PCl5
|
|
В воде в присутствии хлора устанавливается равновесие. При этом образуется хлорноватистая ( HСlO ) кислота.
|
Cl2 + H2O HCl + HClO
|
|
Хлор по-разному реагирует с раствором щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипохлорит ( NaClO ), с нагреванием соль – хлорат ( NaClO3 ). В обоих случаях образуется хлорид ( NaCl ). Это реакция диспропорционирования.
|
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaClO + H2O t 3 Cl2 + 6 NaOH 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O
|
|
Окисляет сложные вещества в растворе. |
H2O2 + Cl2 O2 + 2 HCl
|
|
Вытесняет более слабые окислители галогены - бром и иод из солей. Этой реакцией можно отличить хлор от другого газа. |
2 KI + Cl2 2 KCl + I2
|
7.2 Химические свойства хлороводорода ( НСl ).
Хлороводород ( или соляная кислота, если в растворе ) обладает общими свойствами кислот.
|
Соляная кислота реагирует с активными металлами ( с металлами расположенными левее водорода в ряду напряжений ).
|
+2 Fe + 2 HCl FeCl2 + H2
|
|
Соляная кислота реагирует с оксидами металлов. |
MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
|
|
Соляная кислота реагирует с основаниями. |
Fe(OH)3 + 3 HCl FeCl3 + 3 H2O
|
19
|
Соляная кислота реагирует с солями.
|
CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O
AgNO3 + HCl AgCl + HNO3
|
|
Хлороводород ( и соляная кислота ) реагирует с аммиаком.
|
NH3 + HCl NH4Cl
|
|
Концентрированная соляная кислота может проявлять свойства восстановителя, реагируя с сильным окислителем в растворе. |
16HCl + 2 KMnO4 2 MnCl2 + 5 Cl2 +2 KCl+8 H2O конц. |
7.3 Химические свойства хлорноватистой кислоты и её солей ( НСlО и МеСlО ).
Хлорноватистая кислота обладает общими свойствами кислот, проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Более характерны окислительные свойства.
|
Реагируя со щелочами, хлорноватистая кислота проявляет общие свойства кислот.
|
HClO + NaOH NaClO + H2O
|
|
Разлагается на свету с выделением кислорода. |
свет или t 2 HClO 2 HCl + O2
|
|
При нагревании подвергается диспропорционированию с образованием соляной и хлорноватой кислоты.
|
t 3 HClO 2 HCl + HClO3
|
|
Реагирует с соляной кислотой с образованием хлора, проявляя свойства окислителя.
|
HClO + HCl Cl2 + H2O
|
|
Реагирует с восстановителями в растворе.
|
HClO + 2 KI KCl + I2 + KOH
|
|
Гипохлориты ( KСlO ) – cоли хлорноватистой кислоты в растворе проявляют сильные окислительные свойства.
|
5 KClO + I2 + 2 KOH 5 KCl + 2 KIO3 + H2O
|
|
При нагревании гипохлориты диспропорционируют с образованием солей соляной и хлорноватой кислоты – хлорида и хлората.
|
t 3 NaClO 2 NaCl + NaClO3
|
|
Угольная кислота ( CO2 + H2O ) как более сильная вытесняет хлорноватистую кислоту из её солей. |
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O CaCO3 + 2 HСlO
|
7.4 Химические свойства хлорноватой кислоты и её солей ( НСlО3 и МеСlО3 ).
Хлорноватая кислота обладает общими свойствами кислот, проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Более характерны окислительные свойства.
|
Реагируя со щелочами, хлорноватая кислота проявляет общие свойства кислот. |
HClO3 + NaOH NaClO3 + H2O
|
20
|
Реагирует с соляной кислотой с образованием хлора, проявляя свойства окислителя.
|
HClO3 + 5 HCl 3 Cl2 + 3 H2O
|
|
Окисляет неметаллы . |
2 HClO3 + 3 С 2 HCl + 3 CO2
|
|
Хлораты ( KСlO3 ) – cоли хлорноватой кислоты в растворе не проявляют окислительные свойства. В твёрдом виде при нагревании сильные окислители.
Бертолетова соль ( KСlO3 ) разлагается при нагревании по-разному. С катализатором без взрыва, без катализатора – со взрывом. |
t 2 KClO3 + 3 S 2 KCl + 3 SO2 t 5 KClO3 + 6 P 5 KCl + 3 P2O5
t KClO3 + 3MnO2+ 6 NaOH KCl +3 Na2MnO4 + 3 H2O
t 4 KClO3 KСl + 3 KClO4
t, MnO2 2 KClO3 2 KСl + 3 O2
|
8. Бром и его соединения.
8.1 Химические свойства брома ( Вr2 ).
Бром обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства. Окислительные свойства слабее, чем у хлора и сильнее, чем у иода.
|
Бром соединяется с водородом при нагревании на катализаторе. |
t, Pt H2 + Br2 2 HBr
|
|
Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием бромида.
|
t 2 Fe + 3 Br2 2 FeBr3
|
|
Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет по-разному. Продукт зависит от количества брома. |
t 2 P (крас.) + 3 Br2 2 PBr3
t 2 P (крас.) + 5 Br2 2 PBr5
|
|
С водой образует гидрат, за счёт чего и растворяется в ней. Раствор брома в воде называют «бромной водой».
|
Br2 + n H2O Br2 • n H2O ( бромная вода )
|
|
Бром по-разному реагирует с раствором щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипобромит ( NaBrO ), с нагреванием соль – бромат ( NaBrO3 ). В обоих случаях образуется бромид ( NaBr ). Это реакция диспропорционирования.
|
Br2 + 2 NaOH NaBr + NaBrO + H2O t 3 Br2 + 6 NaOH 5 NaBr + NaBrO3 + 3 H2O
|
21
|
Окисляет сложные вещества, например, аммиак.
|
3 Br2 + 8 NH3 6 NH4Br + N2
|
|
Вытесняет более слабый окислитель галоген – иод из его соли.
|
2 KI + Br2 2 KBr + I2
|
|
Окисляет сложные вещества в растворе.
|
3 Br2 + S + 4 H2O H2SO4 + 6 HBr
Br2 + H2S S + 2 HBr
|
|
Окисляется хлором при нагревании, проявляя слабые восстановительные свойства. |
t Br2 + 5 Cl2 + 6 H2O 10 HCl + 2 HBrO3
|
8.2 Химические свойства бромоводорода и его солей ( НBr и МеBr ).
Бромоводород ( или бромоводородная кислота, если в растворе ) обладает общими свойствами кислот. Сильный восстановитель.
|
Реагирует с солями, проявляя общие свойства кислот. |
AgNO3 + HBr AgBr + HNO3
|
|
Бромоводородная кислота ( и её соли ) проявляют свойства сильных восстановителей в растворе. |
14 HBr + K2Cr2O7 2 CrBr3 + 3 Br2 + 2 KBr +7 H2O
2 HBr + H2SO4 (конц.) Br2 + SO2 + 2 H2O
2 KBr + 2 H2SO4 (конц.) Br2 + SO2 + K2SO4 + 2 H2O
|
9. Иод и его соединения.
9.1 Химические свойства иода ( I2 ).
Иод обладает окислительно-восстановительной двойственностью свойств, но более характерны окислительные свойства. Окислительные свойства слабее, чем у хлора и брома.
|
Иод соединяется с водородом при нагревании на катализаторе очень плохо ( образуется равновесие ).
|
t, Pt H2 + I 2 2 HI
|
|
Окисляет металлы до состояния их высшей степени окисления с образованием иодида. Порошок алюминия реагирует с иодом без нагревания в присутствии каталитических количеств воды ( одной капли ).
|
t 2 Fe + 3 I2 2 FeI3
H2O 2 Al + 3 I2 2 AlI3
|
|
Реагирует с неметаллами. Фосфор окисляет только до трёхвалентного состояния.
|
t 2 P (крас.) + 3 I2 2 PI3
|
22
|
Иод растворяется в растворе иодида калия, образуя комплексное соединение.
|
KI + I2 K [I ( I2) ]
|
|
Иод по-разному реагирует с раствором щёлочи. Без нагревания образуется соль – гипоиодит ( NaIO ), с нагреванием соль – иодат ( NaIO3 ). В обоих случаях образуется иодид ( NaI ). Это реакция диспропорционирования.
|
I2 + 2 NaOH NaI + NaIO + H2O t 3 I2 + 6 NaOH 5 NaI + NaIO3 + 3 H2O
|
|
Иод реагирует с раствором гидрата аммиака с образованием иодистого азота ( нитрида иода ). Иодистый азот –взрывоопасное вещество в сухом виде. В «мокром» виде вещество устойчиво.
|
3 I2 + 4 (NH3 • H2O ) I3N + 3 NH4I + 4 H2O
|
|
Иод, проявляя свойства восстановителя, окисляется окислителями в растворе.
|
I2 + 5 O3 + H2O 2 HIO3 + 5 O2
I2 + 5 H2O2 2 HIO3 + 4H2O t I2 + 10 HNO3 (конц.) 2 HIO3 + 10 NO2 + 4H2O
|
|
Окисляется хлором при нагревании, проявляя слабые восстановительные свойства.
|
t I2 + 5 Cl2 + 6 H2O 10 HCl + 2 HIO3
|
|
Количественно ( в аналитической практике ) иод определяют реакцией с тиосульфатом натрия. |
I2 + 2 Na2S2O3 2 NaI + Na2S4O6
|
9.2 Химические свойства иодоводорода и его солей ( НI и МеI ).
Иодоводород ( или иодоводородная кислота, если в растворе ) обладает общими свойствами кислот. Сильный восстановитель.
|
Иодоводородная кислота ( и её соли ) проявляют свойства сильных восстановителей в растворе. |
8 HJ + H2SO4 (конц.) 4 J2 + H2S + 4 H2O
8 KI + 5 H2SO4 (конц.) 4 I2 + H2S + 4 K2SO4 +4 H2O
|
23
10. Водород и его соединения.
10.1 Химические свойства водорода ( Н2 ).
Водород - неметалл, для которого характерны больше восстановительные свойства, хотя может проявлять окислительные свойства. В соединениях сера проявляет степени окисления: -1, +1.
|
Водород реагирует при нагревании со взрывом с кислородом. |
t 2 H2 + O2 2 H2O
|
|
Водород реагирует на свету при комнатной температуре с хлором. С бромом и иодом реакция идёт хуже, а со фтором со взрывом.
|
свет или t H2 + Cl2 2 HCl
|
|
Соединяется при нагревании с серой. |
t H2 + S H2S
|
|
Реагирует с азотом на катализаторе при нагревании под давлением. |
t, р, Fe2О3 3 H2 + N2 2 NH3
|
|
Реагирует с углеродомна катализаторе при нагревании под давлением. |
t, р, Pt 2 H2 + C CH4
|
|
Реагируя с металлами, водород проявляет слабые окислительные свойства. |
t H2 + 2 Na 2 NaH
|
|
Вступает в каталитическую реакцию с оксидами углерода при нагревании с образованием метана ( СН4 ).
|
t, Cu2O CO2 + 4 H2 CH4 + 2 H2O
|
|
Водород – сильный восстановитель. Восстанавливает металлы и оксидов. Смешанный оксид железа (II,III) – FeO • Fe2O3 – железная окалина.
|
t FeO • Fe2O3 + 4 H2 3 Fe + 4 H2O
|
|
Водород в «момент выделения» ( атомарный водород ) может восстанавливать металлы из нерастворимых солей. |
HCl 2 AgCl + Zn 2 Ag + ZnCl2 |
10.2 Химические свойства гидридов металлов ( МеН ).
Гидриды металлов – обладают только сильными восстановительными свойствами.
|
Гидриды металлов реагируют с водой и кислотами. При этом выделяется водород за счёт реакции диспропорционирования.
|
LiH + H2O LiOH + H2
LiH + HCl LiCl + H2
|
|
Гидриды металлов окисляются простыми веществами |
t 2 NaH + O2 2 NaOH
t NaH + Cl2 NaCl + HCl
|
24
|
Гидриды металлов восстанавливают сложные вещества. |
t 2 NaH + 2 SO2 Na2SO4 + H2S
|
|
Гидриды металлов при нагревании плавятся. Электролизом расплава гидрида можно получить металл и водород. |
t, электролиз 2 NaH 2 Na + H2
|
