Какие есть химические свойства неметаллов

В химических реакциях неметаллы могут проявить себя и как восстановители, и как окислители. Из общих химических свойств неметаллов отметим их способность взаимодействовать с металлами, с водородом и кислородом.

Взаимодействие неметаллов с металлами

В реакциях с металлами неметаллы проявляют себя как окислители.

А. Особенно активно с металлами взаимодействуют галогены. В результате реакций соединения образуются соли — галогениды.

Например, при взаимодействии алюминия с иодом образуется иодид алюминия AlI3 :

2Al0+3I20&xrarr;H2O2Al+3I3−1.

Вода в этой химической реакции является катализатором.

Видеофрагмент:

Взаимодействие алюминия с иодом

Железо активно реагирует с хлором, образуя хлорид железа((III)) FeCl3:

2Fe0+3Cl20&xrarr;to2Fe+3Cl3−1.

Видеофрагмент:

Взаимодействие железа с хлором

Б. Металлы реагируют с серой, образуя сульфиды.

Реакция соединения алюминия с серой начинается после того, как смесь веществ нагрели. Продуктом реакции является сульфид алюминия AlS32:

2Al0+3S0&xrarr;toAl2+3S3−2.

Видеофрагмент:

Взаимодействие алюминия с серой

Химическое взаимодействие между натрием и серой протекает при простом механическом смешивании. В результате образуется сульфид натрия NaS2:

2Na0+S0→Na2+1S−2.

Видеофрагмент:

Взаимодействие натрия с серой

Взаимодействие неметаллов с водородом

По сравнению с другими неметаллами водород имеет невысокую электроотрицательность. В силу этой причины в реакциях с другими неметаллами, как правило, данный химический элемент будет восстановителем, а другие неметаллы — окислителями.

В таких реакциях образуются летучие водородные соединения, состав молекул которых отвечает общей формуле RHx, где (R) — неметалл, а (х) — индекс, указывающий число атомов водорода в молекуле образовавшегося вещества. Этот индекс численно совпадает с валентностью неметалла, с которым водород соединяется.

Например, в реакции соединения водорода с хлором образуется газ хлороводород (HCl):

H20+Cl20&xrarr;to2H+1Cl−1.

Видеофрагмент:

Взаимодействие водорода с хлором

Взаимодействие водорода с азотом происходит при выcокой температуре и давлении. В промышленности для ускорения данного процесса используют катализатор. Продуктом взаимодействия этих двух неметаллических веществ является газ аммиак NH3:

N20+3H20&rlarr;to,p2N−3H3+1.

Взаимодействие неметаллов с кислородом

Кислород имеет высокую электроотрицательность, поэтому в реакциях с другими неметаллами он является окислителем, а другие неметаллы — восстановителями.

В результате соединения кислорода с другими неметаллами образуются оксиды.

Например, сера сгорает в кислороде, образуя сернистый газ или оксид серы((IV)) SO2:

S0+O20→S+4O2−2.

Фосфор энергично cгорает в кислороде ярким пламенем. В ходе реакции образуются белые клубы оксида фосфора((V)) PO52:

4P0+5O20→2P2+5O5−2.

Видеофрагмент:

Горение фосфора в кислороде

В то же самое время взаимодействие кислорода с химически малоактивным азотом протекает медленно и начинается только при очень высокой температуре. Продуктом реакции является газообразный оксид азота((II)) NO:

N20+O20&xrarr;to2N+2O−2.

Такая химическая реакция протекает в атмосфере при разряде молнии, а также в цилиндрах двигателей при сгорании топлива.

Источник

1. Галогены

1) С кислородом из галогенов реагирует только фтор:

F2 + O2 → O2F2 (или OF2)

Cl2 + O2 → реакция не идет.

2) С водой реагируют все галогены, но по-разному: фтор окисляет воду, другие галогены диспропорционируют в ней:

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Cl2 + H2O → HCl + HClO

3) Все галогены взаимодействуют с водородом:

H2 + F2 → 2HF

H2 + Cl2 → 2HCl

H2 + Br2 → 2HBr

4) Из солей галогены реагируют: 1) с галогенидами (если галоген в простом веществе является более сильным окислителем, чем галоген в соли) и 2) с сульфидами:

Cl2 + CaBr2 → CaCl2 + Br2

Cl2 + CaF2 → реакция не идет, так как Cl2 обладает менее выраженными окислительными свойствами, чем F2.

С сульфидами:

Br2 + Na2S → 2NaBr + S.

Если можем окислить металл:

Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3

5) Все галогены реагируют с металлами:

3F2 + 2Fe → 2FeF3

3Br2 + 2Fe → 2FeBr3

Cl2 + Cu → CuCl2

Окислительный свойства йода выражены слабее, чем у других галогенов, поэтому с такими металлами, как Fe и Cu, он взаимодействует по-другому:

I2 + Fe → FeI2

I2 + 2Cu – > 2CuI

6) Галогены – сильные окислители, окисляют такие сложные вещества, как H2S, H2O2, NH3, SO2 и др:

Br2 + H2S → S + 2HBr

H2O2 + Cl2 → 2HCl + O2

3Cl2 + 8NH3 → N2 + 6NH4Cl

Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3

7) Не реагируют с оксидами

8) Не реагируют с кислотами за исключением одной реакции (только I2 и только с концентрированной азотной кислотой):

10HNO3(конц.) + I2 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O (t)

9) Диспропорционируют в растворах щелочей:

2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O (продукты этой реакции на ЕГЭ не проверяются, но необходимо знать, что реакция протекает)

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2).

2. Сера (желтое вещество, плавает на поверхности воды, не смачиваясь ею)

1) реагирует с кислородом:

S + O2 → SO2

2) Реагирует с водородом:

S + H2 <=> H2S

3) Реагирует с металлами

S + Fe → FeS (t)

2Na + S → Na2S

4) Реагирует со всеми неметаллами, кроме N2, I2 и благородных газов:

S + N2 → реакция не идет

S + I2 → реакция не идет

5S + 2P → P2S5

2S + C → CS2

S + 3F2 → SF6

S + Br2 → SBr2

5) Реагирует с кислотами-окислителями:

S + 6HNO3(конц.)&nbsp → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2HNO3(разб.) → H2SO4 + 2NO

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)

3. Азот (прочная тройная связь)

Реагирует только с O2, H2, F2 (со фтором реакции на ЕГЭ не встречаются) и металлами.

1) Реагирует с кислородом (электрический разряд или 2000ºС)

N2 + O2 → 2NO

2) Реагирует с водородом (обратимая, экзотермическая реакция):

N2 + 3H2 <=> 2NH3

3) Реагирует с металлами с образованием нитридов (с Li без нагревания, с остальными – только при нагревании):

N2 + 2Al → 2AlN (t)

N2 + 3Mg → Mg3N2 (t)

4) Не реагирует с H2O, кислотами, оксидами, солями.

4. Фосфор

Основные аллотропные модификации: красный (атомная кристаллическая решетка) и белый (P4, молекулярная кристаллическая решетка). Белый фосфор – ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор стабилен и ядовитым не является.

1) Реагирует с кислородом:

4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток O2)

4P + 5O2 → 2P2O5 (избыток O2)

2) Не реагирует с водородом:

P + H2 → реакция не идет.

3) Диспропорционирует в растворах щелочей:

P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)

4) Реагирует с кислотами-окислителями:

2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

5HNO3(конц.) + P → H3PO4 + 5NO2 + H2O

5HNO3(разб.) + 3P +2H2O → 3H3PO4 + 5NO

5) Окисляется сильными окислителями:

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl

6) Реагирует с металлами с образованием фосфидов:

P + Na → Na3P

2P + 3Ca → Ca3P2

7) Реагирует с серой, галогенами:

2P + 3Cl2&nbsp → 2PCl3 (недостаток Cl2)

2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток Cl2)

2P + 3I2 → 2PI3 (с I2 возможно только образованием PI3, PI5 не образуется)

8) Реагирует с соединениями P+5:
3PCl5 + 2P → 5PCl3

5. Углерод

1) Реагирует с кислородом:

C + O2 → CO2

2) Реагирует с водородом:

С + 2H2 → CH4

3) Реагирует с кислотами-окислителями:

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(конц.)&nbsp → CO2 + 4NO2 + 2H2O (t)

4) Используется при получении фосфора:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

6. Кремний

1) Реагирует с кислородом:

Si + O2 → SiO2 (кварц, песок)

2) Не реагирует с водородом:

Si + H2 → реакция не идет.

3) Растворяется в щелочах:

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

4) Не реагирует с растворами кислот. Реагирует только с HF:

Si + 4HF → SiF4 + 2H2 (t).

Источник

Атомы неметаллов, а также простые вещества, образованные неметаллами, могут проявлять, как окислительные, так и восстановительные свойства – всё зависит от того, с какими веществами неметаллы вступают в реакцию.

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии:

с металлами:
- Подгруппа углерода (IV):
  - Общая схема реакций:
    Me+C → карбиды;
    Me+Si → силициды
  - Примеры:
    4Al0+3C0=Al4+3C3-4
- Подгруппа азота (V):
  - Общая схема реакций:
    Me+N → нитриды;
    Me+P → фосфиды
  - Примеры:
    2Al0+N20=2Al+3N-3
- Халькогены(VI):
  - Общая схема реакций:
    Me+O2 → оксиды;
    Me+S → сульфиды
    Me+Se → селениды;
    Me+Te → теллуриды
  - Примеры:
    4Al0+3O20=2Al2+3O3-2
- Галогены (VII):
  - Общая схема реакций:
    Me+F2 → фториды;
    Me+Cl2 → хлориды
    Me+Br2 → бромиды;
    Me+I2 → йодиды
  - Примеры:
    2Al0+3F20=2Al+3F3-1
с водородом с образованием летучих водородных соединений:
H20+S0 ↔ H2+1S-2 – сероводород
H20+Cl20 ↔ 2H+1Cl-1 – хлороводород
3H20+N20 ↔ 2N-3H3+1 – аммиак
с другими неметаллами, у которых более низкая электроотрицательность (см. таблицу электроотрицательности) – фтор самый сильный окислитель из всех неметаллов, т.к. имеет самую высокую электроотрицательность:
2P0+5S0=P2+5S5-2
H20+F20=2H+1F-1
с некоторыми сложными веществами:
- кислород при взаимодействии со сложными веществами выступает в роли окислителя:
  C-4H4+2O20 → C+4O2-2+2H2O-2;
  2S+4O2+O20 → 2S+6O3-2
- хлор окисляет хлорид железа (II в III):
  2Fe+2Cl2-1+Cl20 = 2Fe+3Cl3-1
- хлор вытесняет йод в свободном виде из раствора йодида калия:
  2K+1I-1+Cl20 = K+1Cl-1+I20
- реакция галогенирования метана:
  C-4H4+Cl20 → C-2H3Cl-1+HCl-1

Восстановительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии:

по отношению к фтору все неметаллы проявляют восстановительные свойства;
все неметаллы, кроме фтора, являются восстановителями при реакции с кислородом, образуя оксиды неметаллов:
S0+O20 → S+4O2-2
N20+O20 → 2N+2O-2
C0+O20 → C+4O2-2
многие неметаллы выступают в роли восстановителя в реакциях со сложными веществами-окислителями:
H20+Cu+2O → Cu0+H2+1O
6P0+5KCl+5O3 → 5KCl-1+3P2+5O5
C0+4HN+5O3 → C+4O2↑+4N+4O2+2H2O

В некоторых реакциях один и тот же неметалл выступает и в роли окислителя, и в роли восстановителя – такие реакции носят название диспропорционирования:

Cl20+H2O ↔ HCl-1+HCl+1O
3S0+6NaOH = 2Na2S-2+Na2S+4O3+3H2O
3Cl20+6KOH = 5KCl-1+KCl+5O3+3H2O

Оксиды неметаллов

несолеобразующие оксиды: SiO, N2O, NO, CO;
солеобразующие оксиды (кислотные оксиды) – все остальные оксиды неметаллов:
- газы: SO2, CO2, NO2 и др.;
- жидкости: SO3, N2O3 и др.;
- твердые в-ва: P2O5, SiO2 (единственный расвторимый в воде кислотный оксид).

Кислотные оксиды являются ангидридами кислот, например, P2O5 является ангидридом кислоты H3PO4.

При растворении в воде кислотных оксидов образуются гидроксиды, являющиеся кислотами:

N2+5O5+H2O = 2HN+5O3

В случае, если неметалл образует несколько кислородсодержащих кислот, то с увеличением степени окисления неметалла увеличивается и сила кислоты:

H2S+4O3
H2S+6O4
Вторая кислота более сильная

Водородные соединения неметаллов

Группы	IV	V	VI	VII
Общие формулы водородных соед-й	ЭН4	ЭН3	ЭН2	ЭН
2 период	CH4 метан	NH3 аммиак	H2O вода	HF фторо- водород
3 период	SiH4 силан	PH3 фосфин	H2S серо- водород	HCl хлоро- водород
4 период		AsH3 арсин	H2Se селено- водород	HBr бромо- водород
5 период			H2Te теллуро- водород	HI йодо- водород

Все водородные соединения неметаллов образованы ковалентными связями, имеют молекулярное строение и являются газами при н.у. (за исключением воды).

Кислотные свойства водородных соединений, образованных неметаллами, в одном периоде увеличиваются с возрастанием группы неметалла (HCl более сильная кислота, чем PH3). Это обстоятельство объясняется увеличением полярности связи неметалл-водород.

Если брать кислотно-основные свойства в группах, то, кислотные свойства будут увеличиваться с увеличением периода – HF является самой слабой кислотой в VII группе, а HI – самой сильной. Это обстоятельство объясняется снижением прочности связи неметалл-водород по причине ее удлинения.

В заключение осталось сказать как ведут себя водородные соединения неметаллов в реакциях с водой:

Метан и силан плохо растворяются в воде;
Аммиак и фосфин, взаимодействуя с водой, образуют гидроксид аммония и гидроксид фосфония, являющиеся слабыми основаниями;
Сероводород, селеноводород, теллуроводород и все галогеноводороды (от фтороводорода до йодоводорода) – образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения.

И последнее – водородные соединения неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях всегда являются восстановителями, поскольку здесь неметаллы имеют низшую степень окисления.

См. далее: Физические свойства неметаллов.

Источник

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).

1. восстановительные

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

2H2 + O2 = 2H2O

H2 + Cl2 = 2HCl

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.

CH2=CH2 + H2 = CH3-СH3

Водородом восстанавливают альдегиды до спиртов.

СH3-COH + H2 = CH3-CH2OH

2. окислительные

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

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H2 = CaH2

– светло-желтый газ с резким раздражающим запахом.

– желто-зеленый газ с резким удушливым запахом.

– буровато-коричневая жидкость с резким зловонным запахом.

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

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.

Pt + 2F2 = PtF4

Zn + F2 = ZnF2

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

Cl2 + S = SCl2

в) Проявляют в реакциях со сложными веществами.

Фтор взаимодействует с водой при обычных условиях:

2F2 + 2H2O = 4HF + O2

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

4NH3 + 3Cl2 = NCl3 + 3NH4Cl

2NH3 + Br2 = N2 + 6HBr

2NH4+ + 3F2 = N2 + 6HF + 2H+

H2S + Cl2 = 2HCl + S

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl

CH2=CH2 + Cl2 = CH2Cl-CH2Cl

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

Cl2 + F2 = 2ClF

Cl2 + 3F2 = 2ClF3

Cl2 + 5F2 = 2ClF5

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↑

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

Распознают кислород по вспыхиванию тлеющей лучинки.

(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

4Li + O2 = 2Li2O

3Fe + 2O2 = Fe3O4

C натрием и калием образуются пероксиды

2Na + O2 = Na2O2

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.

N2 + O2 = 2NO

б) в реакциях со сложными веществами

Окисляет соединения, содержащие элементы с не максимальной степенью окисления:

2NO + O2 = 2NO2

2SO2 + O2 = 2SO3

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

CH4 + 2O2 = 2H2O + CO2

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

Исключение:

4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

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.

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:

H2 + S = H2S

2P + 5S = P2S5

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 + Cl2 = SCl2

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:

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

б) при длительном нагревании:

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2↑ + 2H2O

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

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

1. При обычных условиях азот взаимодействует только с литием:

6Li + N2 = 2Li3N

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

3Mg + N2 = Mg2N2

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:

N2 + O2 ↔ 2NO – Q

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.

1. Взаимодействует с металлами:

3Ca + 2P = Ca3P2

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

4P + 5O2 = 2P2O5

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

4. Взаимодействует с серой:

2P + 3S = P2S3

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

Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3↑

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.

1. Взаимодействует с металлами при нагревании:

4Al + 3C = Al4C3

Ca + 2C = CaC2

2. Горит в кислороде:

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

С + О2 = СО2

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)

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

1. При нагревании взаимодействует с металлами:

Si + 2Mg = Mg2Si (силицид магния)

2. Горит в кислороде:

Si + O2 = SiO2 (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 = SiF4(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 = Si3N4 (нитрид кремния)

Si + C = SiC (карбид кремния)

5. Кремний взаимодействует с концентрированными водными растворами щелочей:

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑

Источник