Egenskaber af simple stoffer af metaller og ikke-metaller BRUG. Kemiske egenskaber af simple stoffer af metaller og ikke-metaller

METALLER, DERES EGENSKABER, ANVENDELSE, ANVENDELSE. ELEKTROLYSE.

1. Reagerer ikke med vand:

1) magnesium 2) beryllium 3) barium 4) strontium

2. Reaktionen af ​​fortyndet salpetersyre med kobber svarer til ligningen:

1) 3 Cu + 8 HNO 3 \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O

2) Cu + 2 HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2

3) Cu + 2 HNO 3 = CuO + NO 2 + H 2 O

4) Cu + HNO3 = CuO + NH4NO3 + H2O

3. Sammenlign de processer, der foregår på elektroderne under elektrolysen af ​​smelten og natriumchloridopløsningen.

4. Under elektrolysen af ​​AgNO opløsning 3 på katoden frigives:

1) sølv 2) brint 3) sølv og brint 4) oxygen og brint

5. Under elektrolysen af ​​en opløsning af kaliumchlorid på katoden sker følgende:

1) vandreduktion 2) vandoxidation

3) reduktion af kaliumioner 4) oxidation af klor

6. Hvilken proces foregår på en kobberanode under elektrolysen af ​​en natriumbromidopløsning?

1) vandoxidation 2) bromionoxidation

3) kobberoxidation 4) kobbergenvinding

7. Reaktion er mulig mellem:

1) Ag og K 2 SO 4 (opløsning) 2) Zn og KCl (opløsning)

3) Mg og SnCl2 (opløsning) 4) Ag og CuSO 4 (løsning)

8. I hvilken rækkefølge reduceres disse metaller under elektrolysen af ​​opløsninger af deres salte?

1) Au, Cu, Ag, Fe 2) Cu, Ag, Fe, Au

3) Fe, Cu, Ag, Au 4) Au, Ag, Cu, Fe

9. Med koncentreret HNO 3 uden opvarmning interagerer ikke:

1) Cu 2) Ag 3) Zn 4) Fe

10. Salpetersyre ophobes i elektrolysatoren, når en elektrisk strøm ledes gennem en vandig opløsning

1) calciumnitrat 2) sølvnitrat 3) aluminiumnitrat 4) cæsiumnitrat

11. Af nedenstående metaller er den mest aktive:

1) beryllium 2) magnesium 3) calcium 4) barium

12. Jern reagerer med hver af to stoffer:

1) natriumklorid og nitrogen 2) oxygen og klor

3) aluminiumoxid og kaliumcarbonat 4) vand og aluminiumhydroxid

13. Hvert af de to metaller reagerer med vand ved stuetemperatur:

1) barium og kobber 2) aluminium og kviksølv 3) calcium og lithium 4) sølv og natrium

14. Når aluminium smeltes sammen med natriumhydroxid, dannes følgende:

1) NaAlO 2 2) AlH 3 3) Na 4) Al 2 O 3

15. Med fortyndet HNO 3 uden opvarmning interagerer ikke:

1) Cu 2) Ag 3) Zn 4) Pt

16. Brint fortrænges ikke fra syrer:

1) krom 2) jern 3) kobber 4) zink

17. Kobber opløses i en fortyndet vandig syreopløsning:

1) svovlsyre 2) saltsyre 3) nitrogen 4) flussyre

18. Kobberprodukter, der er i kontakt med luft, dækkes gradvist med en grøn belægning, hovedkomponenten

Komponenten heraf er:

1) CuO 2) CuCO 3 3) Cu(OH) 2 4) (CuOH) 2 CO 3

19. Ved opvarmning af magnesium i en nitrogenatmosfære:

1) reaktionen fortsætter ikke 2) magnesiumnitrid dannes

3) magnesiumnitrit dannes 4) magnesiumnitrat dannes

20. Ved almindelig temperatur, magnesiuminteragerer ikke med:

A) vand

B) alkaliske opløsninger

C) fortynd H 2 SO 4 og HNO 3

D) koncentreret H 2 SO 4 og HNO 3

D) grå

Svar:

21. Ved stuetemperatur interagerer krom med:

A) HCl (diff.) B) H 2 O C) H 2 SO 4 (diff.) D) N 2 E) H 2

Svar: ____________________ . (Skriv de tilsvarende bogstaver ned i alfabetisk rækkefølge).

22. Under elektrolysen af ​​en vandig opløsning af KI ikke genereret:

1) K 2) KOH 3) H 2 4) I 2

23. Stoffet, hvoraf de samme produkter dannes under elektrolysen af ​​en vandig opløsning og en smelte, har

Formel:

1) CuCl 2 2) KBr 3) NaOH 4) NaCl

24. Gasformige stoffer vil blive frigivet på katoden og anoden under elektrolysen af ​​en vandig opløsning:

1) AgNO 3 2) KNO 3 3) CuCl 2 4) HgCl 2

25. Under elektrolysen af ​​en opløsning af Cr 2 (SO 4 ) 3 på katoden frigives:

1) ilt 2) brint og chrom 3) chrom 4) ilt og chrom 26. To inerte elektroder blev sænket ned i et glas indeholdende en blanding af vandige opløsninger af salte med samme koncentration

Cium AgNO 3 , Cu(NO 3 ) 2 , Hg(NO 3 ) 2 , NaNO 3 . De første partikler, der skal reduceres under elektrolyse, er:

1) Hg +2 2) Ag + 3) Cu +2 4) H2O

27. Under elektrolysen af ​​en fortyndet vandig opløsning af Ni (NO 3 ) 2 på katoden frigives:

1) Ni 2) O 2 3) Ni og H 2 4) H 2 og O 2

28. Salpetersyre ophobes i en elektrolysecelle, når en elektrisk strøm ledes gennem en vandig opløsning.

1) kaliumnitrat 2) aluminiumnitrat 3) magnesiumnitrat 4) kobbernitrat

29. Frigivelsen af ​​oxygen sker under elektrolysen af ​​en vandig opløsning af salt:

30. Under elektrolysen af ​​en vandig opløsning af sølvnitrat på katoden dannes følgende:

1) Ag 2) NO 2 3) NO 4) H 2

31. Calcium i industrien opnås af:

1) elektrolyse af CaCl opløsning 2 2) elektrolyse af CaCl-smelte 2

3) elektrolyse af Ca(OH) opløsning 2 4) virkningen af ​​et mere aktivt metal på vandige opløsninger af salte

32. Under elektrolysen af ​​en opløsning af natriumiodid ved katoden, farven på lakmus i opløsning:

1) rød 2) blå 3) lilla 4) gul

33. Under elektrolysen af ​​en vandig opløsning af kaliumnitrat frigives følgende ved anoden:

1) O 2 2) NO 2 3) N 2 4) H 2

34. Hydrogen dannes under elektrolysen af ​​en vandig opløsning:

1) CaCl 2 2) CuSO 4 3) Hg(NO 3 ) 2 4) AgNO 3

35. Når lithium interagerer med vand, dannes brint og:

1) oxid 2) peroxid 3) hydrid 4) hydroxid

36. Metalliske egenskaber er svagest udtrykt i:

1) natrium 2) magnesium 3) calcium 4) aluminium

37. Er følgende vurderinger om alkalimetaller korrekte?

MEN. I alle forbindelser har de en oxidationstilstand på +1.

B. Med ikke-metaller danner de forbindelser med ionbindinger.

1) kun A er sand 2) kun B er sand

3) begge domme er sande 4) begge domme er forkerte

38. Ved stuetemperatur interagerer krom med:

1) H 2 SO 4 (opløsning) 2) H 2 O 3) N 2 4) O 2

39. Når chrom interagerer med saltsyre, dannes følgende:

1) CrCl 2 og H 2 2) CrCl 3 og H 2 O 3) CrCl 2 og H 2 O 4) CrCl 3 og H 2

40. Kobber interagerer ikke med:

1) fortynd HNO 3 2) koncentreret HNO 3

3) fortynd HCl 4) koncentreret H 2 SO 4

41. Hvilket af metallerne fortrænger ikke brint fra fortyndet svovlsyre?

1) jern 2) krom 3) kobber 4) zink

42. Reagerer mest kraftigt med vand:

1) Al 2) Mg 3) Ca 4) K

43. Under normale forhold reagerer det med vand:

1) Mg 2) Ca 3) Pb 4) Zn

44. Som et resultat af reaktionen af ​​calcium med vand dannes følgende:

1) CaO og H 2 2) Ca (OH) 2 og H 2 3) CaH 2 og O 2 4) Ca (OH) 2 og O 2

45. Kemisk reaktion sker ikke mellem:

1) Zn og HCl 2) Al og HCl 3) Mg og H 2 SO 4 (diff.) 4) Ag og H 2 SO 4 (diff.)

46. ​​Saltsyre reagerer med:

1) Cu 2) Zn 3) Ag 4) Hg

47. For aluminium, under normale forhold, interaktion med:

A) HgCl 2 B) CaO C) CuSO 4 D) HNO 3 (konc.) E) Na 2 SO 4 E) Fe 3 O 4

Svar: ____________________ . (Skriv de tilsvarende bogstaver ned i alfabetisk rækkefølge).

48. Etabler en overensstemmelse mellem udgangsmaterialerne og produkterne fra redoxreaktioner.

STARTSTOFFER REAKTIONSPRODUKTER

1) Fe + Cl2 → A) FeSO4 + H2

2) Fe + HCl → B) Fe2 (SO 4) 3 + H 2

3) Fe + H 2 SO 4 (diff.) → B) Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + H 2 O

4) Fe + H2SO4 (konc.) → D) FeCl2 + H2

E) FeCl3 + H2

E) FeCl3

49. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af vand

En opløsning af kobber(II)sulfat på inerte elektroder.

50. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af en vandig opløsning

Bariumklorid på inerte elektroder.

51. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af en vandig opløsning

Kaliumiodid på inerte elektroder.

52. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af en vandig opløsning

Svovlsyre på inerte elektroder.

53. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af en vandig opløsning

Lithiumbromid på inerte elektroder.

54. Under normale forhold reagerer calcium med:

1) ilt 2) kulstof 3) svovl 4) nitrogen

55. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af en vandig opløsning

Kaliumnitrat på inerte elektroder.

56. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af en vandig opløsning

Natriumsulfat på inerte elektroder.

57. Ved almindelig temperatur reagerer kobber med:

1) vand 2) ilt 3) saltsyre 4) salpetersyre

58. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af en vandig opløsning

Kaliumhydroxid på inerte elektroder.

59. Opløses i fortyndet svovlsyre:

1) Cu 2) Zn 3) Ag 4) Au

60. Skriv ligningerne for de reaktioner, der finder sted på katoden og anoden, og den generelle ligning for elektrolyse af en vandig opløsning

Salpetersyre på inerte elektroder.

61. Ved opvarmning reagerer kobber med:

1) brint 2) svovlbrintesyre

Video lektion 1: Uorganisk kemi. Metaller: alkali, jordalkali, aluminium

Video lektion 2: overgangsmetaller

Foredrag: Karakteristiske kemiske egenskaber og produktion af simple stoffer - metaller: alkali, jordalkali, aluminium; overgangselementer (kobber, zink, krom, jern)

Metallers kemiske egenskaber

Alle metaller i kemiske reaktioner viser sig som reduktionsmidler. De skilles let med valenselektroner og oxideres på samme tid. Husk på, at jo længere til venstre et metal er placeret i den elektrokemiske spændingsrække, jo stærkere er reduktionsmidlet. Derfor er den stærkeste lithium, den svageste er guld og omvendt, guld er det stærkeste oxidationsmiddel, og lithium er det svageste.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→ Pt→Au

Alle metaller fortrænger andre metaller fra saltopløsningen, dvs. genoprette dem. Alle undtagen jordalkali og jordalkali, da de interagerer med vand. Metaller placeret før H fortrænger det fra opløsninger af fortyndede syrer, og de selv opløses i dem.

Overvej nogle generelle kemiske egenskaber af metaller:

• Vekselvirkningen mellem metaller og oxygen danner basiske (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O, etc.) eller amfotere (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, etc.) oxider.
• Interaktionen mellem metaller og halogener (hovedundergruppen af ​​gruppe VII) danner hydrohalogensyrer (HF - hydrogenfluorid, HCl - hydrogenchlorid osv.).
• Interaktionen mellem metaller og ikke-metaller danner salte (chlorider, sulfider, nitrider osv.).
• Vekselvirkningen mellem metaller og metaller danner intermetalliske forbindelser (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni, etc.).
• Interaktionen af ​​aktive metaller med hydrogen danner hydrider (NaH, CaH 2, KH, etc.).
• Alkali- og jordalkalimetallers interaktion med vand danner alkalier (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2 osv.).
• Interaktionen mellem metaller (kun dem, der står i den elektrokemiske serie op til H) med syrer danner salte (sulfater, nitritter, fosfater osv.). Man skal huske på, at metaller reagerer ret modvilligt med syrer, mens de næsten altid interagerer med baser og salte. For at metallets reaktion med syren kan finde sted, skal metallet være aktivt og syren stærk.

Kemiske egenskaber af alkalimetaller

Gruppen af ​​alkalimetaller omfatter følgende kemiske elementer: lithium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb), cæsium (Cs), francium (Fr). Når de bevæger sig fra top til bund i gruppe I i det periodiske system, øges deres atomare radier, hvilket betyder, at deres metalliske og reducerende egenskaber øges.

Overvej de kemiske egenskaber af alkalimetaller:

• De har ikke tegn på amfotericitet, da de har negative værdier af elektrodepotentialer.
• De stærkeste reduktionsmidler blandt alle metaller.
• I forbindelser udviser de kun +1 oxidationstilstanden.
• Ved at give en enkelt valenselektron omdannes disse kemiske grundstoffers atomer til kationer.
• De danner talrige ioniske forbindelser.
• Næsten alle er opløselige i vand.

Interaktion mellem alkalimetaller og andre grundstoffer:

1. Med ilt danner individuelle forbindelser, så oxidet kun danner lithium (Li 2 O), natrium danner peroxid (Na 2 O 2), og kalium, rubidium og cæsium danner superoxider (KO 2, RbO 2, CsO 2).

2. Med vand, danner alkalier og brint. Husk, at disse reaktioner er eksplosive. Uden en eksplosion reagerer kun lithium med vand:

2Li + 2H2O → 2LiO H + H2.

3. Med halogener dannes halogenider (NaCl - natriumchlorid, NaBr - natriumbromid, NaI - natriumiodid osv.).

4. Med brint, når det opvarmes, danner hydrider (LiH, NaH, osv.)

5. Med svovl, når det opvarmes, danner sulfider (Na 2 S, K 2 S osv.). De er farveløse og meget opløselige i vand.

6. Med fosfor, når de opvarmes, danner de phosphider (Na 3 P, Li 3 P, etc.), de er meget følsomme over for fugt og luft.

7. Med kulstof danner carbider ved opvarmning kun lithium og natrium (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), mens kalium, rubidium og cæsium ikke danner carbider, de danner binære forbindelser med grafit (C 8 Rb, C 8 Cs, osv.).

8. Under normale forhold reagerer kun lithium med nitrogen og danner Li 3 N nitrid, med andre alkalimetaller, reaktionen er kun mulig ved opvarmning.

9. De reagerer eksplosivt med syrer, så det er meget farligt at udføre sådanne reaktioner. Disse reaktioner er tvetydige, fordi alkalimetallet aktivt reagerer med vand og danner en alkali, som derefter neutraliseres af en syre. Dette skaber konkurrence mellem alkali og syre.

10. Med ammoniak danner amider - analoger af hydroxider, men stærkere baser (NaNH 2 - natriumamid, KNH 2 - kaliumamid osv.).

11. Med alkoholer, danner alkoholater.

Francium er et radioaktivt alkalimetal, et af de sjældneste og mindst stabile af alle radioaktive grundstoffer. Dens kemiske egenskaber er ikke godt forstået.

For at opnå alkalimetaller bruger de hovedsageligt elektrolyse af smelter af deres halogenider, oftest chlorider, som danner naturlige mineraler:

• NaCl → 2Na + Cl2.

• Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO.

• 2Li20 + Si + 2CaO → 4Li + Ca2Si04.

• KCl + Na → K + NaCl.

Kemiske egenskaber af jordalkalimetaller

Jordalkalimetaller omfatter elementer fra hovedundergruppen af ​​gruppe II: calcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba), radium (Ra). Den kemiske aktivitet af disse grundstoffer vokser på samme måde som alkalimetallernes, dvs. stigende ned i undergruppen.

Kemiske egenskaber af jordalkalimetaller:

Strukturen af ​​valensskallene af atomer af disse grundstoffer ns 2 .

• Ved at give to valenselektroner omdannes disse kemiske grundstoffers atomer til kationer.
• Forbindelserne udviser en oxidationstilstand på +2.
• Ladningerne af atomkerner er større med én end for alkaliske grundstoffer i samme perioder, hvilket fører til et fald i atomernes radius og en stigning i ioniseringspotentialer.

Interaktion mellem jordalkalimetaller og andre grundstoffer:

1. Med oxygen danner alle jordalkalimetaller, undtagen barium, oxider, barium danner peroxid BaO 2. Af disse metaller interagerer beryllium og magnesium, belagt med en tynd beskyttende oxidfilm, kun med ilt ved meget høje t. Basiske oxider af jordalkalimetaller reagerer med vand, med undtagelse af berylliumoxid BeO, som har amfotere egenskaber. Reaktionen mellem calciumoxid og vand kaldes kalklæskningsreaktionen. Hvis reagenset er CaO, dannes brændt kalk, hvis Ca(OH) 2, læskes. Også basiske oxider reagerer med sure oxider og syrer. For eksempel:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Med vand danner jordalkalimetaller og deres oxider hydroxider - hvide krystallinske stoffer, som i sammenligning med alkalimetalhydroxider er mindre opløselige i vand. Hydroxider af jordalkalimetaller er alkalier, undtagen den amfotere Be(OH). ) 2 og svag base Mg(OH)2. Da beryllium ikke reagerer med vand, Be (ÅH ) 2 kan opnås på andre måder, for eksempel ved hydrolyse af nitrid:

• Vær 3 N 2+ 6H20 → 3 Være (OH)2+ 2N N 3.

3. Under normale forhold reagerer alt med halogener, undtagen beryllium. Sidstnævnte reagerer kun ved høje t. Der dannes halogenider (MgI 2 - magnesiumiodid, CaI 2 - calciumiodid, CaBr 2 - calciumbromid osv.).

4. Alle jordalkalimetaller, undtagen beryllium, reagerer med brint, når de opvarmes. Hydrider dannes (BaH 2 , CaH 2 , etc.). Til omsætning af magnesium med brint kræves der udover høj t også et øget hydrogentryk.

5. Svovl danner sulfider. For eksempel:

• Ca + S → CaS.

Sulfider bruges til at opnå svovlsyre og de tilsvarende metaller.

6. De danner nitrider med nitrogen. For eksempel:

• 3Være + N 2 → Vær 3 N 2.

7. Med syrer danner salte af den tilsvarende syre og hydrogen. For eksempel:

• Be + H 2 SO 4 (razb.) → BeSO 4 + H 2.

Disse reaktioner forløber på samme måde som ved alkalimetaller.

Fremstilling af jordalkalimetaller:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al2O3

• CaCl2 → Ca + Cl2

Kemiske egenskaber af aluminium

Aluminium er et aktivt letmetal, nummer 13 i tabellen. I naturen er den mest almindelige af alle metaller. Og af de kemiske elementer indtager den den tredje position med hensyn til distribution. Høj varme og elektrisk leder. Modstandsdygtig over for korrosion, da den er dækket af en oxidfilm. Smeltepunktet er 660 0 С.

Overvej de kemiske egenskaber og interaktion af aluminium med andre elementer:

1. I alle forbindelser er aluminium i +3 oxidationstilstand.

2. Det udviser reducerende egenskaber i næsten alle reaktioner.

3. Amfotert metal udviser både sure og basiske egenskaber.

4. Gendan mange metaller fra oxider. Denne metode til at opnå metaller kaldes aluminothermi. Eksempel på at få chrom:

2Al + Cr2O3 → Al2O3 + 2Cr.

5. Reagerer med alle fortyndede syrer for at danne salte og frigive brint. For eksempel:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 3H2S04 → Al2(SO4)3 + 3H2.

I koncentreret HNO 3 og H 2 SO 4 passiveres aluminium. Takket være dette er det muligt at opbevare og transportere disse syrer i beholdere lavet af aluminium.

6. Interagerer med alkalier, da de opløser oxidfilmen.

7. Reagerer med alle ikke-metaller undtagen brint. For at udføre reaktionen med oxygen er det nødvendigt med findelt aluminium. Reaktionen er kun mulig ved høj t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al2O 3 .

Ifølge dens termiske virkning er denne reaktion eksoterm. Interaktion med svovl danner Al 2 S 3-aluminiumsulfid, AlP-phosphid med phosphor, AlN-nitrid med nitrogen og Al 4 C 3-carbid med carbon.

8. Det interagerer med andre metaller og danner aluminider (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7 osv.).

Metallisk aluminium opnås ved elektrolyse af en opløsning af aluminiumoxid Al 2 O 3 i smeltet kryolit Na 2 AlF 6 ved 960–970°C.

• 2Al2O3 → 4Al + 302.
  

Kemiske egenskaber af overgangselementer

Overgangselementer omfatter elementer af sekundære undergrupper af det periodiske system. Overvej de kemiske egenskaber af kobber, zink, krom og jern.

Kobbers kemiske egenskaber

1. I den elektrokemiske serie er det placeret til højre for H, så dette metal er inaktivt.

2. Svag reduktion.

3. I forbindelser udviser det oxidationstilstande +1 og +2.

4. Reagerer med ilt ved opvarmning og danner:

• kobberoxid (I) 2Cu + O 2 → 2 CuO(ved t 400 0 C)
• eller kobber(II)oxid: 4Cu + O2 → 2Cu2O(ved t 200°C).

Oxider har grundlæggende egenskaber. Når det opvarmes i en inert atmosfære, er Cu 2 O uforholdsmæssigt: Cu2O → CuO + Cu. Kobber(II)oxid CuO danner cuprater i reaktioner med alkalier, for eksempel: CuO + 2NaOH → Na2CuO2 + H2O.

5. Kobberhydroxid Cu (OH) 2 er amfoter, de vigtigste egenskaber hersker i det. Det opløses let i syrer:

• Cu (OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O,

og i koncentrerede opløsninger af alkalier med vanskeligheder:

• Сu(OH)2 + 2NaOH → Na 2.

6. Samspillet mellem kobber og svovl under forskellige temperaturforhold danner også to sulfider. Ved opvarmning til 300-400 0 C i vakuum dannes der kobber(I)sulfid:

• 2 Cu+S → Cu2S.

Ved stuetemperatur kan man opnå kobber(II)sulfid ved at opløse svovl i svovlbrinte:

• Cu+S → CuS.

7. Af halogenerne interagerer det med fluor, klor og brom, danner halogenider (CuF 2 , CuCl 2 , CuBr 2), jod, og danner kobber (I) iodid CuI; interagerer ikke med brint, nitrogen, kulstof, silicium.

8. Det reagerer ikke med syrer - ikke-oxiderende midler, fordi de kun oxiderer metaller placeret til brint i den elektrokemiske serie. Dette kemiske element reagerer med oxiderende syrer: fortyndet og koncentreret salpetersyre og koncentreret svovlsyre:

3Cu + 8HNO3 (diff) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

Cu + 4HNO3 (konc) → Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20;

Cu + 2H2SO4 (koncentreret) → CuSO4 + SO2 + 2H2O.

9. I vekselvirkning med salte fortrænger kobber fra deres sammensætning metallerne placeret til højre for det i den elektrokemiske serie. For eksempel,

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl 2 .

Her ser vi, at kobber gik i opløsning, og jern (III) blev reduceret til jern (II). Denne reaktion er af stor praktisk betydning og bruges til at fjerne kobber aflejret på plast.

Zinks kemiske egenskaber

2. Det har udtalte reducerende egenskaber og amfotere egenskaber.

3. I forbindelser udviser det en oxidationstilstand på +2.

4. I luften er den dækket af en oxidfilm af ZnO.

5. Interaktion med vand er mulig ved en temperatur med rød varme. Som et resultat dannes zinkoxid og brint:

• Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

6. Interagerer med halogener og danner halogenider (ZnF 2 - zinkfluorid, ZnBr 2 - zinkbromid, ZnI 2 - zinkiodid, ZnCl 2 - zinkchlorid).

7. Med fosfor danner det fosfiderne Zn 3 P 2 og ZnP 2.

8. Med svovlchalcogenid ZnS.

9. Reagerer ikke direkte med brint, nitrogen, kulstof, silicium og bor.

10. Det interagerer med ikke-oxiderende syrer, danner salte og fortrænger brint. For eksempel:

• H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
• Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2.

Det reagerer også med syrer - oxidationsmidler: med konc. svovlsyre danner zinksulfat og svovldioxid:

• Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O.

11. Det reagerer aktivt med alkalier, da zink er et amfotert metal. Med alkaliske opløsninger danner det tetrahydroxozinkater og frigiver brint:

• Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H 2 .

Der opstår gasbobler på zinkgranulatet efter reaktionen. Med vandfri alkalier danner den, når den er smeltet, zinkater og frigiver brint:

• Zn+ 2NaOH → Na2ZnO2 + H2.

Kemiske egenskaber af chrom

2.

3. Danner farvede forbindelser.

4. I forbindelser udviser den oxidationstilstande +2 (basisk oxid CrO sort), +3 (amfoterisk oxid Cr 2 O 3 og hydroxid Cr (OH) 3 grøn) og +6 (syreoxid chrom (VI) CrO 3 og syrer: chromsyre H 2 CrO 4 og to-chrom H 2 Cr 2 O 7 osv.).

5. Det interagerer med fluor ved t 350-400 0 C og danner chrom (IV) fluorid:

• Cr+2F2 → CrF4.

6. Med oxygen, nitrogen, bor, silicium, svovl, phosphor og halogener ved t 600 0 C:

• forbindelse med oxygen danner chromoxid (VI) CrO 3 (mørkerøde krystaller),
• nitrogenforbindelse - chromnitrid CrN (sorte krystaller),
• forbindelse med bor - chromborid CrB (gule krystaller),
• forbindelse med silicium - chrom silicid CrSi,
• forbindelse med carbon-chromcarbid Cr 3 C 2 .

7. Det reagerer med vanddamp, er i en varm tilstand, og danner chrom(III)oxid og brint:

• 2Cr + 3H2O → Cr203 + 3H 2 .

8. Det reagerer ikke med alkaliske opløsninger, men reagerer langsomt med deres smelter og danner kromater:

• 2Cr + 6KOH → 2KCr02 + 2K2O + 3H2.

9. Det opløses i fortyndede stærke syrer for at danne salte. Hvis reaktionen foregår i luft, dannes Cr 3+ salte, f.eks.

• 2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H 2 .

• Cr + 2HCl → CrCl2 + H2.

10. Med koncentreret svovlsyre og salpetersyre, samt med aqua regia, reagerer det kun ved opvarmning, pga. ved lave temperaturer passiverer disse syrer chrom. Reaktioner med syrer ved opvarmning ser således ud:

2Cr + 6H 2 SO 4 (konc) → Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Cr + 6HNO3 (konc) → Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Chrom(II)oxid CrO- fast sort eller rød, uopløselig i vand.

Kemiske egenskaber:

• Det har grundlæggende og genoprettende egenskaber.
• Når det opvarmes til 100 0 C i luft, oxideres det til Cr 2 O 3 - chrom (III) oxid.
• Det er muligt at genoprette chrom med brint fra dette oxid: CrO + H 2 → Cr + H 2 O eller koks: CrO + C → Cr + CO.
• Reagerer med saltsyre, mens den frigiver brint: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H2 + 2H2O.
• Reagerer ikke med alkalier, fortyndet svovlsyre og salpetersyre.

Chromoxid (III) Cr 2 O 3- et ildfast stof, mørkegrøn i farven, uopløseligt i vand.

Kemiske egenskaber:

• Det har amfotere egenskaber.
• Hvordan basisk oxid interagerer med syrer: Cr2O3 + 6HCl → CrCl3 + 3H2O.
• Hvordan surt oxid interagerer med alkalier: Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO3 + H2O.
• Stærke oxidationsmidler oxiderer Cr 2 O 3 til kromat af H 2 CrO 4 .
• Stærke reduktionsmidler genopretterCr ud Cr2O3.

Chrom(II)hydroxid Cr(OH) 2 - fast gul eller brun farve, dårligt opløselig i vand.

Kemiske egenskaber:

• Svag base, udviser grundlæggende egenskaber.
• Ved tilstedeværelse af fugt i luften oxideres det til Cr(OH)3 - chrom(III)hydroxid.
• Reagerer med koncentrerede syrer og danner blå krom (II) salte: Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrS04 + 2H2O.
• Reagerer ikke med alkalier og fortyndede syrer.

Chrom(III)hydroxid Cr(OH) 3 - et grågrønt stof, uopløseligt i vand.

Kemiske egenskaber:

• Det har amfotere egenskaber.
• Hvordan basisk hydroxid interagerer med syrer: Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O.
• Hvordan syrehydroxid interagerer med alkalier: Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3 [Cr(OH)6].

Jerns kemiske egenskaber

1. Aktivt metal med høj reaktivitet.

2. Det har genoprettende egenskaber, såvel som udtalte magnetiske egenskaber.

3. I forbindelser udviser den de vigtigste oxidationstilstande +2 (med svage oxidationsmidler: S, I, HCl, saltopløsninger), +3 (med stærke oxidationsmidler: Br og Cl) og mindre karakteristiske +6 (med O og H 2 O). I svage oxidationsmidler tager jern oxidationstilstanden +2, i stærkere +3. +2 oxidationstilstande svarer til sort oxid FeO og grøn hydroxid Fe (OH) 2, som har grundlæggende egenskaber. +3 oxidationstilstande svarer til rødbrunt oxid Fe 2 O 3 og brunt hydroxid Fe (OH) 3, som har svagt udtalte amfotere egenskaber. Fe (+2) er et svagt reduktionsmiddel, og Fe (+3) er ofte et svagt oxidationsmiddel. Når redoxforholdene ændres, kan jernets oxidationstilstande ændre sig med hinanden.

• 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Reagerer med halogener ved opvarmning:

• forbindelse med klor danner jern(III)chlorid FeCl 3,
• forbindelse med brom - jern(III)bromid FeBr 3,
• forbindelse med jod - jern (II,III) iodid Fe 3 I 8,
• forbindelse med fluor - jern(II)fluorid FeF 2, jern(III)fluorid FeF 3.

• forbindelse med svovl danner jern(II)sulfid FeS,
• forbindelse med nitrogen - jernnitrid Fe 3 N,
• forbindelse med phosphor - phosphider FeP, Fe 2 P og Fe 3 P,
• forbindelse med silicium - jernsilicid FeSi,
• forbindelse med kulstof - jerncarbid Fe 3 C.

9. Det reagerer ikke med alkaliske opløsninger, men reagerer langsomt med alkalismelter, som er stærke oxidationsmidler:

• Fe + KClO3 + 2KOH → K2 FeO4 + KCl + H2O.

10. Gendan metaller placeret i den elektrokemiske række til højre:

• Fe + SnCl2 → FeCl2 + Sn.

• 3Fe2O3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4,
• Fe 3 O 4 + CO → CO 2 + 3FeO,
• FeO + CO → CO 2 + Fe.

Jern(II)oxid FeO - et sort krystallinsk stof (wustite), der ikke opløses i vand.

Kemiske egenskaber:

• Har grundlæggende egenskaber.
• Reagerer med fortyndet saltsyre: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.
• Reagerer med koncentreret salpetersyre:FeO + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O.
• Reagerer ikke med vand og salte.
• Med brint ved t 350 0 C reduceres det til rent metal: FeO + H2 → Fe + H2O.
• Det reduceres også til rent metal, når det kombineres med koks: FeO + C → Fe + CO.
• Dette oxid kan opnås på forskellige måder, en af ​​dem er opvarmning af Fe ved lavt tryk O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Jern(III)oxidFe2O3- brunt pulver (hæmatit), et stof, der er uopløseligt i vand. Andre navne: jernoxid, jern minium, madfarve E172 osv.

Kemiske egenskaber:

• Fe 2 O 3 + 6 HCI → 2 FeCl 3 + 3 H 2 O.
• Det reagerer ikke med alkaliske opløsninger, det reagerer med deres smelter og danner ferriter: Fe 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaFeO 2 + H 2 O.
• Når det opvarmes med brint, udviser det oxiderende egenskaber:Fe 2 O 3 + H 2 → 2FeO + H 2 O.
• Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Jernoxid (II, III) Fe 3 O 4 eller FeO Fe 2 O 3 - et gråsort fast stof (magnetit, magnetisk jernmalm), et stof, der er uopløseligt i vand.

Kemiske egenskaber:

• Nedbrydes ved opvarmning over 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
• Reagerer med fortyndede syrer: Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O.
• Reagerer ikke med alkaliske opløsninger, reagerer med deres smelter: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
• Når det reagerer med oxygen, oxiderer det: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
• Med brint, når det opvarmes, genoprettes det:Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O.
• Det reduceres også, når det kombineres med kulilte: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Jern(II)hydroxid Fe(OH) 2 - hvidt, sjældent grønligt krystallinsk stof, uopløseligt i vand.

Kemiske egenskaber:

• Det har amfotere egenskaber med en overvægt af grundlæggende.
• Det indgår i neutraliseringsreaktionen af ​​den ikke-oxiderende syre, der viser hovedegenskaberne: Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O.
• Når det interagerer med salpetersyre eller koncentrerede svovlsyrer, udviser det reducerende egenskaber og danner jern (III) salte: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
• Ved opvarmning reagerer det med koncentrerede alkaliopløsninger: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Jernhydroxid (I jeg I) Fe (OH) 3- brunt krystallinsk eller amorft stof uopløseligt i vand.

Kemiske egenskaber:

• Det har milde amfotere egenskaber med en overvægt af grundlæggende.
• Interagerer nemt med syrer: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O.
• Med koncentrerede alkaliopløsninger danner det hexahydroxoferrater (III): Fe (OH)3 + 3NaOH → Na3.
• Det danner ferrater med alkalismelter:2Fe(OH)3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• I et alkalisk miljø med stærke oxidationsmidler udviser det reducerende egenskaber: 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

Alle kemiske grundstoffer er opdelt i metaller og ikke-metaller afhængigt af deres atomers struktur og egenskaber. Også simple stoffer dannet af grundstoffer klassificeres i metaller og ikke-metaller, baseret på deres fysiske og kemiske egenskaber.

I det periodiske system af kemiske grundstoffer D.I. Mendeleev, ikke-metaller er placeret diagonalt: bor - astatin og over det i hovedundergrupperne.

Metalatomer er karakteriseret ved relativt store radier og et lille antal elektroner på det ydre niveau fra 1 til 3 (undtagelse: germanium, tin, bly - 4; antimon og vismut - 5; polonium - 6 elektroner).

Ikke-metalatomer er tværtimod karakteriseret ved små atomradius og antallet af elektroner på det ydre niveau fra 4 til 8 (undtagelsen er bor, den har tre sådanne elektroner).

Derfor metalatomernes tendens til at opgive eksterne elektroner, dvs. reducerende egenskaber, og for ikke-metalatomer - ønsket om at modtage manglende elektroner til et stabilt otte-elektronniveau, dvs. oxiderende egenskaber.

Metaller

I metaller er der en metallisk binding og et metallisk krystalgitter. På gitterstederne er der positivt ladede metalioner bundet af socialiserede eksterne elektroner, der tilhører hele krystallen.

Dette bestemmer alle de vigtigste fysiske egenskaber af metaller: metallisk glans, elektrisk og termisk ledningsevne, plasticitet (evnen til at ændre form under ekstern påvirkning) og nogle andre karakteristiske for denne klasse af simple stoffer.

Gruppe I metaller i hovedundergruppen kaldes alkalimetaller.

Gruppe II metaller: calcium, strontium, barium - jordalkali.

Metallers kemiske egenskaber

I kemiske reaktioner udviser metaller kun reducerende egenskaber, dvs. deres atomer donerer elektroner og danner positive ioner som et resultat.

1. Interagere med ikke-metaller:

a) oxygen (med dannelse af oxider)

Alkali- og jordalkalimetaller oxiderer let under normale forhold, så de opbevares under et lag vaselineolie eller petroleum.

4Li + O2 = 2Li2O

2Ca + O2 \u003d 2CaO

Bemærk venligst: når natrium interagerer, dannes peroxid, kalium - superoxid

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2, K + O2 \u003d KO2

og oxider opnås ved at kalcinere peroxid med det tilsvarende metal:

2Na + Na2O2 \u003d 2Na2O

Jern, zink, kobber og andre mindre aktive metaller oxideres langsomt i luften og aktivt ved opvarmning.

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (en blanding af to oxider: FeO og Fe 2 O 3)

2Zn + O2 = 2ZnO

2Cu + O2 \u003d 2CuO

Guld og platinmetaller oxideres under ingen omstændigheder af atmosfærisk oxygen.

b) brint (med dannelse af hydrider)

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H 2 \u003d CaH 2

c) klor (med dannelse af klorider)

2K + Cl2 \u003d 2KCl

Mg + Cl 2 \u003d MgCl 2

2Al + 3Cl 2 \u003d 2AlCl 3

Bemærk venligst: når jern reagerer, dannes jern(III)chlorid:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

d) svovl (med dannelse af sulfider)

2Na + S = Na2S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al2S3

Bemærk venligst: når jern reagerer, dannes jern(II)sulfid:

Fe + S = FeS

e) nitrogen (med dannelse af nitrider)

6K + N 2 = 2K 3 N

3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2

2Al + N2 = 2AlN

2. Interagere med komplekse stoffer:

Det skal huskes, at metallerne i henhold til den genoprettende evne er arrangeret i en række, som kaldes den elektrokemiske serie af spændinger eller aktivitet af metaller (Beketov N.N. forskydningsserie):

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H 2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt

a) vand

Metaller placeret i en række op til magnesium, under normale forhold, fortrænger brint fra vand og danner opløselige baser - alkalier.

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2

Ba + H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2

Magnesium interagerer med vand, når det koges.

Mg + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 2

Aluminium reagerer voldsomt med vand, når oxidfilmen fjernes.

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2

Resten af ​​metallerne, der står på række op til brint, kan under visse forhold også reagere med vand med frigivelse af brint og dannelse af oxider.

3Fe + 4H 2 O \u003d Fe 3 O 4 + 4H 2

b) sure opløsninger

(Undtagen koncentreret svovlsyre og salpetersyre uanset koncentration. Se redoxreaktioner.)

Bemærk venligst: Brug ikke uopløselig kiselsyre til reaktioner

Metaller lige fra magnesium til brint fortrænger brint fra syrer.

Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H 2

Bemærk venligst: Der dannes jernholdige salte.

Fe + H 2 SO 4 (razb.) \u003d FeSO 4 + H 2

Dannelsen af ​​et uopløseligt salt forhindrer reaktionen i at fortsætte. For eksempel reagerer bly praktisk talt ikke med en opløsning af svovlsyre på grund af dannelsen af ​​uopløseligt blysulfat på overfladen.

Metaller i rækken efter brint fortrænger IKKE brint.

c) saltopløsninger

Metaller, der er i rækken op til magnesium og aktivt reagerer med vand, bruges ikke til at udføre sådanne reaktioner.

For andre metaller er reglen opfyldt:

Hvert metal fortrænger fra saltopløsninger andre metaller placeret i rækken til højre for det, og kan selv fortrænges af metaller placeret til venstre for det.

Cu + HgCl 2 \u003d Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu

Som med syreopløsninger forhindrer dannelsen af ​​et uopløseligt salt reaktionen i at fortsætte.

d) alkaliske opløsninger

Metaller interagerer, hvis hydroxider er amfotere.

Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2

2Al + 2KOH + 6H2O = 2K + 3H2

e) med organiske stoffer

Alkalimetaller med alkoholer og phenol.

2C 2 H 5 OH + 2Na \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2

2C 6 H 5 OH + 2Na \u003d 2C 6 H 5 ONa + H 2

Metaller deltager i reaktioner med haloalkaner, som bruges til at opnå lavere cycloalkaner og til synteser, hvorunder molekylets kulstofskelet bliver mere komplekst (A. Wurtz-reaktion):

CH2Cl-CH2-CH2Cl + Zn = C3H6 (cyclopropan) + ZnCl2

2CH2Cl + 2Na \u003d C2H6 (ethan) + 2NaCl

ikke-metaller

I simple stoffer er ikke-metallers atomer forbundet med en kovalent ikke-polær binding. I dette tilfælde dannes enkelte (i H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2), dobbelte (i O 2 molekyler), tredobbelte (i N 2 molekyler) kovalente bindinger.

Strukturen af ​​simple stoffer - ikke-metaller:

1. molekylær

Under normale forhold er de fleste af disse stoffer gasser (H 2, N 2, O 2, O 3, F 2, Cl 2) eller faste stoffer (I 2, P 4, S 8) og kun en enkelt brom (Br 2) er flydende. Alle disse stoffer har en molekylær struktur, derfor er de flygtige. I fast tilstand er de smeltelige på grund af den svage intermolekylære interaktion, der holder deres molekyler i krystallen, og er i stand til at sublimere.

2. atomare

Disse stoffer er dannet af krystaller, i hvis noder der er atomer: (B n, C n, Si n, Gen, Se n, Te n). På grund af den høje styrke af kovalente bindinger har de som regel høj hårdhed, og eventuelle ændringer forbundet med ødelæggelsen af ​​den kovalente binding i deres krystaller (smeltning, fordampning) udføres med et stort energiforbrug. Mange af disse stoffer har høje smelte- og kogepunkter, og deres flygtighed er meget lav.

Mange grundstoffer - ikke-metaller danner flere simple stoffer - allotropiske modifikationer. Allotropi kan være forbundet med en anden sammensætning af molekyler: oxygen O 2 og ozon O 3 og med en anden struktur af krystaller: allotropiske modifikationer af kulstof er grafit, diamant, karbin, fulleren. Elementer - ikke-metaller med allotropiske modifikationer: kulstof, silicium, fosfor, arsen, oxygen, svovl, selen, tellur.

Ikke-metallers kemiske egenskaber

Atomerne af ikke-metaller er domineret af oxiderende egenskaber, det vil sige evnen til at vedhæfte elektroner. Denne evne er karakteriseret ved værdien af ​​elektronegativitet. Blandt ikke-metallerne

At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

elektronegativiteten øges og oxiderende egenskaber forbedres.

Det følger heraf, at for simple stoffer - ikke-metaller, vil både oxiderende og reducerende egenskaber være karakteristiske, med undtagelse af fluor - det stærkeste oxidationsmiddel.

1. Oxiderende egenskaber

a) i reaktioner med metaller (metaller er altid reduktionsmidler)

2Na + S = Na2S (natriumsulfid)

3Mg + N2 = Mg3N2 (magnesiumnitrid)

b) i reaktioner med ikke-metaller placeret til venstre for denne, det vil sige med en lavere værdi af elektronegativitet. For eksempel, når fosfor og svovl interagerer, vil svovl være oxidationsmidlet, da fosfor har en lavere elektronegativitetsværdi:

2P + 5S = P2S5 (phosphor V-sulfid)

De fleste ikke-metaller vil være oxidationsmidler i reaktioner med brint:

H2 + S = H2S

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

c) i reaktioner med nogle komplekse stoffer

Oxidationsmiddel - ilt, forbrændingsreaktioner

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Oxidationsmiddel - klor

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

2KI + Cl2 \u003d 2KCl + I 2

CH 4 + Cl 2 \u003d CH 3 Cl + HCl

Ch 2 \u003d CH 2 + Br 2 \u003d CH 2 Br-CH 2 Br

2. Restaurerende egenskaber

a) i reaktioner med fluor

S + 3F 2 = SF 6

H 2 + F 2 \u003d 2HF

Si + 2F 2 = SiF 4

b) i reaktioner med oxygen (undtagen fluor)

S + O 2 \u003d SO 2

N 2 + O 2 \u003d 2NO

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5

C + O 2 = CO 2

c) i reaktioner med komplekse stoffer - oxidationsmidler

H 2 + CuO \u003d Cu + H 2 O

6P + 5KClO 3 \u003d 5KCl + 3P 2 O 5

C + 4HNO 3 \u003d CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

H 2 C \u003d O + H 2 \u003d CH 3 OH

3. Disproportioneringsreaktioner: det samme ikke-metal er både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO

3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO3 + 3H2O

Almindelige egenskaber af metaller.

Tilstedeværelsen af ​​valenselektroner, der er svagt bundet til kernen, bestemmer de generelle kemiske egenskaber af metaller. I kemiske reaktioner fungerer de altid som et reduktionsmiddel; simple stoffer, metaller, udviser aldrig oxiderende egenskaber.

Få metaller:
- genvinding fra oxider med carbon (C), carbonmonoxid (CO), hydrogen (H2) eller mere aktivt metal (Al, Ca, Mg);
- genvinding fra saltopløsninger med et mere aktivt metal;
- elektrolyse af opløsninger eller smelter af metalforbindelser - genvinding af de mest aktive metaller (alkali, jordalkalimetaller og aluminium) ved hjælp af elektrisk strøm.

I naturen findes metaller hovedsageligt i form af forbindelser, kun lavaktive metaller findes i form af simple stoffer (native metaller).

Metallers kemiske egenskaber.
1. Interaktion med simple stoffer, ikke-metaller:
De fleste metaller kan oxideres med ikke-metaller som halogener, oxygen, svovl, nitrogen. Men de fleste af disse reaktioner kræver forvarmning for at starte. I fremtiden kan reaktionen fortsætte med frigivelse af en stor mængde varme, hvilket fører til antændelse af metallet.
Ved stuetemperatur er reaktioner kun mulige mellem de mest aktive metaller (alkali og jordalkali) og de mest aktive ikke-metaller (halogener, oxygen). Alkalimetaller (Na, K) reagerer med oxygen og danner peroxider og superoxider (Na2O2, KO2).

a) vekselvirkning mellem metaller og vand.
Ved stuetemperatur interagerer alkali- og jordalkalimetaller med vand. Som et resultat af substitutionsreaktionen dannes en alkali (opløselig base) og hydrogen: Metal + H2O \u003d Me (OH) + H2
Ved opvarmning interagerer andre metaller med vand og står i aktivitetsrækken til venstre for brint. Magnesium reagerer med kogende vand, aluminium - efter en speciel overfladebehandling, hvilket resulterer i dannelse af uopløselige baser - magnesiumhydroxid eller aluminiumhydroxid - og brint frigives. Metaller i aktiviteten spænder fra zink (inklusive) til bly (inklusive) interagerer med vanddamp (dvs. over 100 C), mens der dannes oxider af de tilsvarende metaller og brint.
Metaller til højre for brint i aktivitetsserien interagerer ikke med vand.
b) interaktion med oxider:
aktive metaller interagerer i en substitutionsreaktion med oxider af andre metaller eller ikke-metaller, hvilket reducerer dem til simple stoffer.
c) interaktion med syrer:
Metaller placeret til venstre for brint i aktivitetsserien reagerer med syrer for at frigive brint og danner det tilsvarende salt. Metaller til højre for brint i aktivitetsserien interagerer ikke med sure opløsninger.
Et særligt sted er optaget af reaktioner af metaller med salpetersyre og koncentrerede svovlsyrer. Alle metaller undtagen ædle (guld, platin) kan oxideres af disse oxiderende syrer. Som følge af disse reaktioner vil der altid dannes de tilsvarende salte, henholdsvis vand og produktet af nitrogen- eller svovlreduktion.
d) med alkalier
Metaller, der danner amfotere forbindelser (aluminium, beryllium, zink) er i stand til at reagere med smelter (med dannelse af mellemstore salte af aluminater, berylater eller zinkater) eller alkaliopløsninger (med dannelse af de tilsvarende komplekse salte). Alle reaktioner vil frigive brint.
e) I overensstemmelse med metallets position i aktivitetsrækken er reaktioner med reduktion (fortrængning) af et mindre aktivt metal fra en opløsning af dets salt med et andet mere aktivt metal mulige. Som et resultat af reaktionen dannes et salt af et mere aktivt og simpelt stof - et mindre aktivt metal.

Ikke-metallers generelle egenskaber.

Der er meget færre ikke-metaller end metaller (22 grundstoffer). Imidlertid er kemien af ​​ikke-metaller meget mere kompliceret på grund af den større fyldning af det ydre energiniveau af deres atomer.
De fysiske egenskaber af ikke-metaller er mere forskellige: blandt dem er gasformige (fluor, klor, oxygen, nitrogen, brint), væsker (brom) og faste stoffer, som adskiller sig meget fra hinanden i smeltepunkt. De fleste ikke-metaller leder ikke elektricitet, men silicium, grafit, germanium har halvlederegenskaber.
Gasformige, flydende og nogle faste ikke-metaller (jod) har en molekylær struktur af krystalgitteret, resten af ​​ikke-metallerne har et atomært krystalgitter.
Fluor, klor, brom, jod, oxygen, nitrogen og brint findes under normale forhold i form af diatomiske molekyler.
Mange ikke-metalelementer danner flere allotropiske modifikationer af simple stoffer. Så oxygen har to allotrope modifikationer - oxygen O2 og ozon O3, svovl har tre allotropiske modifikationer - rombisk, plastisk og monoklinisk svovl, fosfor har tre allotropiske modifikationer - rød, hvid og sort fosfor, kulstof - seks allotropiske modifikationer - sod, grafit, diamant , karabin, fulleren, grafen.

I modsætning til metaller, som kun udviser reducerende egenskaber, kan ikke-metaller i reaktioner med simple og komplekse stoffer virke både som et reduktionsmiddel og som et oxidationsmiddel. Ifølge deres aktivitet indtager ikke-metaller et bestemt sted i rækken af ​​elektronegativitet. Fluor betragtes som det mest aktive ikke-metal. Det udviser kun oxiderende egenskaber. Ilt er på andenpladsen hvad angår aktivitet, nitrogen på tredjepladsen, derefter halogener og andre ikke-metaller. Brint har den laveste elektronegativitet blandt ikke-metaller.

Ikke-metallers kemiske egenskaber.

1. Interaktion med simple stoffer:
Ikke-metaller interagerer med metaller. I en sådan reaktion virker metaller som et reduktionsmiddel, ikke-metaller som et oxidationsmiddel. Som et resultat af reaktionen af ​​forbindelsen dannes binære forbindelser - oxider, peroxider, nitrider, hydrider, salte af iltfrie syrer.
I reaktionerne af ikke-metaller med hinanden udviser et mere elektronegativt ikke-metal egenskaberne af et oxidationsmiddel, et mindre elektronegativt - egenskaberne af et reduktionsmiddel. Som et resultat af forbindelsesreaktionen dannes binære forbindelser. Det skal huskes, at ikke-metaller kan udvise variable oxidationstilstande i deres forbindelser.
2. Interaktion med komplekse stoffer:
a) med vand:
Under normale forhold interagerer kun halogener med vand.
b) med oxider af metaller og ikke-metaller:
Mange ikke-metaller kan reagere ved høje temperaturer med oxider af andre ikke-metaller, hvilket reducerer dem til simple stoffer. Ikke-metaller til venstre for svovl i elektronegativitetsserien kan også interagere med metaloxider, hvilket reducerer metaller til simple stoffer.
c) med syrer:
Nogle ikke-metaller kan oxideres med koncentreret svovlsyre eller salpetersyre.
d) med alkalier:
Under påvirkning af alkalier kan nogle ikke-metaller undergå dismutation, idet de både er et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel.
For eksempel ved omsætning af halogener med alkaliske opløsninger uden opvarmning: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O eller ved opvarmning: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) med salte:
Når de interagerer, er de stærke oxidationsmidler, de udviser reducerende egenskaber.
Halogener (undtagen fluor) indgår i substitutionsreaktioner med opløsninger af salte af halogenbrintesyrer: et mere aktivt halogen fortrænger et mindre aktivt halogen fra en saltopløsning.

Kemiske egenskaber af simple stoffer - ikke-metaller

Kemiske egenskaber af brint

Ud fra et synspunkt om brints egenskaber som et simpelt stof har det dog mere til fælles med halogener. Hydrogen er ligesom halogener et ikke-metal og danner diatomiske molekyler på samme måde som dem (H 2 ).

Under normale forhold er brint et gasformigt, inaktivt stof. Den lave aktivitet af brint forklares med den høje styrke af bindingen mellem brintatomerne i molekylet, som kræver enten kraftig opvarmning eller brug af katalysatorer, eller begge dele på samme tid, for at bryde den.

Interaktion mellem brint og simple stoffer

med metaller

Blandt metaller reagerer brint kun medalkalisk og jordalkali! Alkalimetaller omfatter metaller fra hovedundergruppen af ​​1. gruppe (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) og jordalkalimetaler - metallerne i hovedundergruppen af ​​2. gruppe, undtagen beryllium og magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Ved vekselvirkning med aktive metaller udviser brint oxiderende egenskaber, dvs. sænker dets oxidationstilstand. I dette tilfælde dannes hydrider af alkali- og jordalkalimetaller, som har en ionisk struktur. Reaktionen fortsætter ved opvarmning:

2Na+H 2 = 2NaH

Ca + H 2 = CaH 2

Det skal bemærkes, at interaktionen med aktive metaller er det eneste tilfælde, når molekylært hydrogen H 2 er et oxidationsmiddel.

med ikke-metaller

Af ikke-metaller reagerer brint kun med kulstof, nitrogen, oxygen, svovl, selen og halogener!

Kulstof skal forstås som grafit eller amorft kulstof, da diamant er en ekstremt inert allotrop modifikation af kulstof.

Når det interagerer med ikke-metaller, kan brint kun udføre funktionen som et reduktionsmiddel, det vil sige, det kan kun øge dets oxidationstilstand:

Interaktion mellem brint og komplekse stoffer

med metaloxider

Brint reagerer ikke med metaloxider, der er i aktivitetsrækken af ​​metaller op til aluminium (inklusive), men det er i stand til at reducere mange metaloxider til højre for aluminium ved opvarmning:

med ikke-metaloxider

Af ikke-metaloxider reagerer brint, når det opvarmes med oxider af nitrogen, halogener og kulstof. Af alle interaktioner mellem brint og ikke-metaloxider skal dets reaktion med carbonmonoxid CO især bemærkes.

Blanding af CO og H 2 har endda sit eget navn - "syntesegas", da afhængigt af forholdene kan sådanne efterspurgte industriprodukter som methanol, formaldehyd og endda syntetiske kulbrinter opnås fra det:

med syrer

Brint reagerer ikke med uorganiske syrer!

Af de organiske syrer reagerer brint kun med umættede syrer samt med syrer indeholdende funktionelle grupper, der kan reduceres med brint, isæraldehyd-, keto- eller nitrogrupper .

med salte

I tilfælde af vandige opløsninger af salte forekommer deres vekselvirkning med hydrogen ikke. Men når hydrogen føres over faste salte af nogle metaller med middel og lav aktivitet, er deres delvise eller fuldstændige reduktion mulig, for eksempel:

Kemiske egenskaber af halogener

Halogener er de kemiske grundstoffer i gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At), såvel som de simple stoffer, de danner. Medmindre andet er angivet, vil halogener i det følgende forstås som simple stoffer.

Alle halogener har en molekylær struktur, hvilket fører til lave smelte- og kogepunkter for disse stoffer. Halogenmolekyler er diatomiske, dvs. deres formel kan skrives i generel form som Hal 2 .

Halogen

Fysiske egenskaber

F 2 Lys gul gas med en skarp, irriterende lugt

Cl 2 Gul-grøn gas med en stikkende, kvælende lugt

Br 2 Rødbrun væske med en skarp lugt

jeg 2 Fast stof med en skarp lugt, der danner sort-violette krystaller

Det skal bemærkes en sådan specifik fysisk egenskab ved jod som dets evne til at sublimere eller, med andre ord, sublimering. Sublimering er et fænomen, hvor et stof i fast tilstand ikke smelter ved opvarmning, men uden om den flydende fase straks går over i gasform.

Som du ved, falder elektronegativiteten af ​​ikke-metaller, når du bevæger dig ned i undergruppen, og derfor falder aktiviteten af ​​halogener i serien: F 2 >Cl 2 > Br 2 > jeg 2

Interaktion mellem halogener og simple stoffer

Alle halogener er meget reaktive og reagerer med de fleste simple stoffer. Det skal dog bemærkes, at fluor på grund af sin ekstremt høje reaktivitet kan reagere selv med de simple stoffer, som andre halogener ikke kan reagere med. Sådanne simple stoffer omfatter oxygen, kulstof (diamant), nitrogen, platin, guld og nogle ædelgasser (xenon og krypton). De der. faktisk reagerer fluor ikke kun med visse ædelgasser.

De resterende halogener, dvs. klor, brom og jod er også aktive stoffer, men mindre aktive end fluor. De reagerer med næsten alle simple stoffer undtagen oxygen, nitrogen, kulstof i form af diamant, platin, guld og ædelgasser.

Interaktion mellem halogener og ikke-metaller

brint

Når alle halogener reagerer med brint, dannes der hydrogenhalogenider med den almene formel HHal. Samtidig begynder reaktionen af ​​fluor med brint spontant selv i mørke og fortsætter med en eksplosion i overensstemmelse med ligningen: H 2 + F 2 = 2HF

Reaktionen af ​​klor med brint kan initieres ved intens ultraviolet bestråling eller opvarmning. Også utæt ved en eksplosion: H 2 +Cl 2 = 2HCl

Brom og jod reagerer kun med brint, når de opvarmes, og på samme tid, reaktionenmed jod er reversibel: H 2 + Br 2 = 2 HBr

fosfor

Fluors interaktion med fosfor fører til oxidation af fosfor til den højeste oxidationstilstand (+5). I dette tilfælde sker dannelsen af ​​phosphorpentafluorid: 2P + 5F 2 = 2PF 5

Når klor og brom interagerer med fosfor, er det muligt at opnå fosforhalogenider både i + 3 oxidationstilstand og i + 5 oxidationstilstand, hvilket afhænger af proportionerne af reaktanterne:

Hvis der er tale om hvidt fosfor i en atmosfære af fluor, klor eller flydende brom, begynder reaktionen spontant.

Interaktionen mellem fosfor og jod kan kun føre til dannelse af fosfortriiodid på grund af den væsentligt lavere oxidationsevne end andre halogener:

grå

Fluor oxiderer svovl til den højeste oxidationstilstand +6 og danner svovlhexafluorid:

Klor og brom reagerer med svovl og danner forbindelser, der indeholder svovl i oxidationstilstande, der er ekstremt usædvanlige for det +1 og +2. Disse interaktioner er meget specifikke, og for at bestå eksamen i kemi er evnen til at nedskrive ligningerne for disse interaktioner ikke nødvendig. Derfor er de følgende tre ligninger givet snarere til vejledning:

vekselvirkning mellem svovl med klor og brom

Interaktion mellem halogener og metaller

Som nævnt ovenfor er fluor i stand til at reagere med alle metaller, selv sådanne inaktive som platin og guld:

De resterende halogener reagerer med alle metaller undtagen platin og guld:

Reaktioner af halogener med komplekse stoffer

Substitutionsreaktioner med halogener

Mere aktive halogener, dvs. hvis kemiske grundstoffer er placeret højere i det periodiske system, er i stand til at fortrænge mindre aktive halogener fra de hydrohalogenider og metalhalogenider, de danner:

På samme måde fortrænger brom og jod svovl fra opløsninger af sulfider og/eller hydrogensulfid:

Klor er et stærkere oxidationsmiddel og oxiderer hydrogensulfid i sin vandige opløsning ikke til svovl, men til svovlsyre:

Interaktion mellem halogener og vand

Vand brænder i fluor med en blå flamme i overensstemmelse med reaktionsligningen:

Brom og klor reagerer anderledes med vand end fluor. Hvis fluor virkede som et oxidationsmiddel, er klor og brom ude af proportioner i vand og danner en blanding af syrer. I dette tilfælde er reaktionerne reversible:

Jods vekselvirkning med vand forløber i en så ubetydelig grad, at det kan negligeres og anses for, at reaktionen slet ikke forløber.

Interaktion mellem halogener og alkaliske opløsninger

Fluor, når det interagerer med en vandig opløsning af alkali, fungerer igen som et oxidationsmiddel:

Evnen til at skrive denne ligning er ikke påkrævet for at bestå eksamen. Det er nok at vide det faktum om muligheden for en sådan interaktion og fluors oxiderende rolle i denne reaktion.

I modsætning til fluor er de resterende halogener uforholdsmæssigt store i alkaliske opløsninger, det vil sige, at de samtidig øger og mindsker deres oxidationstilstand. Samtidig er der i tilfælde af klor og brom, afhængig af temperaturen, mulighed for strømning i to forskellige retninger. Især i kulden forløber reaktionerne som følger:

Jod reagerer udelukkende med alkalier ifølge den anden mulighed, dvs. med dannelsen af ​​iod, fordi hypoiodit er ikke stabilt, ikke kun ved opvarmning, men også ved normal temperatur og endda i kulden:

Kemiske egenskaber af oxygen

Det kemiske grundstof oxygen kan eksistere i form af to allotrope modifikationer, dvs. danner to simple stoffer. Begge disse stoffer har en molekylær struktur. En af dem har formlen O 2 og har navnet oxygen, dvs. det samme som navnet på det kemiske grundstof, som det er dannet med.

Et andet simpelt stof dannet af ilt kaldes ozon. Ozon består i modsætning til oxygen af ​​triatomare molekyler, dvs. har formlen O 3 .

Da den vigtigste og mest almindelige form for oxygen er molekylær oxygen O 2 Først og fremmest vil vi overveje dets kemiske egenskaber.

Det kemiske grundstof oxygen er på andenpladsen med hensyn til elektronegativitet blandt alle grundstoffer og er næst efter fluor. I denne henseende er det logisk at antage den høje aktivitet af oxygen og tilstedeværelsen af ​​næsten udelukkende oxiderende egenskaber i den. Faktisk er listen over simple og komplekse stoffer, som ilt kan reagere med, enorm. Det skal dog bemærkes, at da der er en stærk dobbeltbinding i iltmolekylet, kræver de fleste reaktioner med ilt brug af varme. Oftest kræves kraftig opvarmning helt i begyndelsen af ​​reaktionen (antændelse), hvorefter mange reaktioner forløber selvstændigt uden varmetilførsel udefra.

Blandt simple stoffer er det kun ædelmetaller (Ag, Pt, Au), halogener og inerte gasser, der ikke oxideres af oxygen.

Svovl brænder i ilt for at danne svovldioxid:

Karakteristiske kemiske egenskaber for ilt og svovl

Fosfor afhængigt af overskud eller mangel på ilt, kan det danne både phosphor (V) oxid og phosphor (III) oxid:

Interaktion af iltmed nitrogen forløber under ekstremt barske forhold, da bindingsenergierne i ilt og især nitrogenmolekyler er meget høje. Den høje elektronegativitet af begge elementer bidrager også til kompleksiteten af ​​reaktionen. Reaktionen begynder kun ved temperaturer over 2000 o C og er reversibel:

Ikke alle simple stoffer reagerer med ilt og danner oxider. Så for eksempel danner natrium, der brænder i ilt, et peroxid:

Oftest, når komplekse stoffer forbrændes i ilt, dannes en blanding af oxider af de elementer, der dannede det oprindelige stof. For eksempel:

Men når nitrogenholdige organiske stoffer forbrændes i ilt, dannes der molekylært nitrogen N i stedet for nitrogenoxid. 2 . For eksempel:

Når chlorderivater forbrændes i ilt, dannes der i stedet for chloroxider hydrogenchlorid:

Ozons kemiske egenskaber:

Ozon er et stærkere oxidationsmiddel end oxygen. Det skyldes, at en af ​​ilt-ilt-bindingerne i ozonmolekylet let går i stykker, og som følge heraf dannes der ekstremt aktivt atomart oxygen. Ozon, i modsætning til oxygen, kræver ikke opvarmning for at manifestere sine høje oxiderende egenskaber. Den viser sin aktivitet ved almindelige og endda lave temperaturer: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2

Som nævnt ovenfor,sølv reagerer ikke med ilt, men det reagerer med ozon:

2Ag+O 3 = Ag 2 O+O 2

En kvalitativ reaktion på tilstedeværelsen af ​​ozon er, at når testgassen ledes gennem en opløsning af kaliumiodid, observeres dannelsen af ​​jod:

2KI+O 3 + H 2 O=I 2 ↓ +O 2 + 2KOH

Svovls kemiske egenskaber

Svovl som et kemisk grundstof kan eksistere i flere allotrope modifikationer. Skelne mellem rombisk, monoklinisk og plastisk svovl. Monoklint svovl kan opnås ved langsom afkøling af en rombisk svovlsmelte, mens plast derimod opnås ved skarp afkøling af en svovlsmelte, der tidligere er blevet bragt i kog. Plastsvovl har en sjælden elasticitetsegenskab for uorganiske stoffer - det er i stand til at strække sig reversibelt under påvirkning af en ekstern kraft og vender tilbage til sin oprindelige form, når denne effekt er afsluttet. Det rombiske svovl er det mest stabile under normale forhold, og alle andre allotropiske modifikationer går ind i det over tid.

De rombiske svovlmolekyler består af otte atomer, dvs. dens formel kan skrives som S 8 . Men da de kemiske egenskaber af alle modifikationer er ret ens, for ikke at gøre det vanskeligt at skrive reaktionsligningerne, er ethvert svovl blot betegnet med symbolet S.

Svovl kan interagere med både simple og komplekse stoffer. I kemiske reaktioner udviser det både oxiderende og reducerende egenskaber.

Oxiderende egenskaber af svovl vises, når det interagerer med metaller, såvel som ikke-metaller dannet af atomer af et mindre elektronegativt grundstof (brint, kulstof, phosphor):

Som et reduktionsmiddel virker svovl, når det interagerer med ikke-metaller dannet af mere elektronegative elementer (ilt, halogener), såvel som komplekse stoffer med en udtalt oxiderende funktion, for eksempel koncentreret svovlsyre og salpetersyre:

Svovl interagerer også under kogning med koncentrerede vandige opløsninger af alkalier. Interaktionen forløber efter typen af ​​disproportionering, dvs. svovl både sænker og øger dets oxidationstilstand:

Kemiske egenskaber af nitrogen

Det kemiske grundstof nitrogen danner kun ét enkelt stof. Dette stof er gasformigt og dannes af diatomiske molekyler, dvs. har formlen N 2 . På trods af at grundstoffet nitrogen har en høj elektronegativitet, er molekylært nitrogen N 2 er et ekstremt inert stof. Denne kendsgerning skyldes, at en ekstrem stærk tripelbinding (N≡N) finder sted i nitrogenmolekylet. Af denne grund foregår næsten alle reaktioner med nitrogen kun ved forhøjede temperaturer.

Interaktion mellem nitrogen og metaller

Det eneste stof, der reagerer med nitrogen under normale forhold, er lithium:

Interessant er det faktum, at med andre aktive metaller, dvs. alkalisk og jordalkali, nitrogen reagerer kun ved opvarmning:

Interaktionen af ​​nitrogen med metaller med middel og lav aktivitet (undtagen Pt og Au) er også mulig, men kræver uforlignelig højere temperaturer.

Interaktion mellem nitrogen og ikke-metaller

Nitrogen reagerer med brint, når det opvarmes i nærvær af katalysatorer. Reaktionen er reversibel, derfor for at øge ammoniakudbyttet i industrien udføres processen ved højt tryk:

Som reduktionsmiddel reagerer nitrogen med fluor og oxygen. Med fluor forløber reaktionen under påvirkning af en elektrisk udladning:

Med oxygen forløber reaktionen under indflydelse af en elektrisk udladning eller ved en temperatur på mere end 2000 om C og er reversibel:

Af ikke-metallerne reagerer nitrogen ikke med halogener og svovl.

Interaktionen mellem nitrogen og komplekse stoffer

Som en del af USE-skoleforløbet kan vi antage, at nitrogen ikke reagerer med andre komplekse stoffer end aktive metalhydrider:

Kemiske egenskaber af fosfor

Der er flere allotrope modifikationer af fosfor, især hvidt fosfor, rødt fosfor og sort fosfor.

Hvidt fosfor dannes af fire-atomare molekyler P 4 , er ikke en stabil modifikation af fosfor. Giftig. Ved stuetemperatur er den blød og kan ligesom voks nemt skæres med en kniv. I luft oxiderer det langsomt, og på grund af de særlige forhold ved mekanismen for en sådan oxidation, lyser det i mørket (fænomenet kemiluminescens). Selv ved lav opvarmning er spontan antændelse af hvidt fosfor mulig.

Af alle de allotrope modifikationer er hvid fosfor den mest aktive.

Rødt fosfor består af lange molekyler med variabel sammensætning Pn. Nogle kilder indikerer, at den har en atomstruktur, men det er stadig mere korrekt at betragte dens struktur som molekylær. På grund af strukturelle træk er det et mindre aktivt stof sammenlignet med hvidt fosfor, især i modsætning til hvidt fosfor oxiderer det meget langsommere i luften og kræver antændelse for at antænde det.

Sort fosfor består af kontinuerlige Pn-kæder og har en lagdelt struktur svarende til grafit, hvorfor det ligner det. Denne allotropiske modifikation har en atomstruktur. Den mest stabile af alle allotropiske modifikationer af fosfor, den mest kemisk passive. Af denne grund bør de kemiske egenskaber af fosfor, der diskuteres nedenfor, primært tilskrives hvidt og rødt fosfor.

Interaktionen mellem fosfor og ikke-metaller

Fosfors reaktivitet er højere end nitrogen. Så fosfor er i stand til at brænde efter antændelse under normale forhold og danner et syreoxid P 2 O 5 :

og med mangel på ilt, phosphor(III)oxid:

Reaktionen med halogener forløber også intensivt. Så under chlorering og bromering af fosfor, afhængigt af proportionerne af reagenserne, dannes phosphortrihalogenider eller pentahalider:

På grund af jods væsentligt svagere oxiderende egenskaber sammenlignet med andre halogener, er det muligt kun at oxidere fosfor med jod til en oxidationstilstand på +3:

I modsætning til nitrogen reagerer fosfor ikke med brint.

Fosfors vekselvirkning med metaller

Fosfor reagerer, når det opvarmes med aktive metaller og metaller med middel aktivitet for at danne fosfider:

Interaktionen mellem fosfor og komplekse stoffer

Fosfor oxideres af oxiderende syrer, især koncentrerede salpetersyre og svovlsyre:

interaktion af fosfor med oxiderende syrer

Du skal vide, at hvidt fosfor reagerer med vandige opløsninger af alkalier. Men på grund af specificiteten har evnen til at nedskrive ligningerne for sådanne interaktioner til Unified State Examination in Chemistry endnu ikke været påkrævet.

Ikke desto mindre, for dem, der hævder 100 point, for deres egen ro i sindet, kan du huske følgende funktioner i interaktionen mellem fosfor og alkaliske opløsninger i kulden og ved opvarmning.

I kulden forløber interaktionen mellem hvidt fosfor og alkaliske opløsninger langsomt. Reaktionen ledsages af dannelsengas med lugten af ​​rådden fisk - fosfin og forbindelser med en sjælden oxidationstilstand af fosfor +1:

Når hvidt fosfor interagerer med en koncentreret alkaliopløsning, frigives brint under kogningen, og der dannes fosfit:

Kulstofs kemiske egenskaber

Kulstof er i stand til at danne flere allotropiske modifikationer. Disse er diamant (den mest inerte allotropiske modifikation), grafit, fulleren og karabin.

Trækul og sod er amorft kulstof. Kulstof i denne tilstand har ikke en ordnet struktur og består faktisk af de mindste fragmenter af grafitlag. Amorft kulstof behandlet med varmtvandsdamp kaldes aktivt kul. 1 gram aktivt kul, på grund af tilstedeværelsen af ​​mange porer i det, har en samlet overflade på mere end tre hundrede kvadratmeter! På grund af dets evne til at absorbere forskellige stoffer, er aktivt kul i vid udstrækning brugt som filterfyldstof, såvel som en enterosorbent til forskellige typer forgiftning.

Fra et kemisk synspunkt er amorft kulstof dens mest aktive form, grafit udviser middel aktivitet, og diamant er et ekstremt inert stof. Af denne grund bør de kemiske egenskaber af carbon, der betragtes nedenfor, primært tilskrives amorft carbon.

Reducerende egenskaber af kulstof

Som et reduktionsmiddel reagerer kul med ikke-metaller såsom oxygen, halogener og svovl.

Afhængigt af overskud eller mangel på ilt kan kulforbrænding producere kulilte CO eller kuldioxid CO 2 :

Når kulstof interagerer med fluor kulstoftetrafluorid dannes:

Når kulstof opvarmes med svovl kulstofdisulfid CS dannes 2 :

Kulstof kan reducere metaller efter aluminium i aktivitetsrækken af ​​deres oxider. For eksempel:

Ogsåkulstof reagerer også med oxider af aktive metaller Men i dette tilfælde er det som regel ikke reduktionen af ​​metallet, der observeres, men dannelsen af ​​dets karbid:

Interaktion mellem kulstof og ikke-metaloxider

Kulstof indgår i en ko-proportioneringsreaktion med kuldioxid CO 2 :

En af de vigtigste processer set fra et industrielt synspunkt er den såkaldte dampreformering af kul. Processen udføres ved at lede vanddamp gennem varmt kul. I dette tilfælde finder følgende reaktion sted:

Ved høje temperaturer er kulstof i stand til at reducere selv en sådan inert forbindelse som siliciumdioxid. I dette tilfælde, afhængigt af forholdene, er dannelsen af ​​silicium eller siliciumcarbid (carborundum) mulig:

Kulstof reagerer også som reduktionsmiddel med oxiderende syrer, især koncentreret svovlsyre og salpetersyre:

Kulstofs oxiderende egenskaber

Det kemiske grundstof kulstof er ikke meget elektronegativt, så de simple stoffer, det danner, udviser sjældent oxiderende egenskaber i forhold til andre ikke-metaller.

Et eksempel på sådanne reaktioner er interaktionen af ​​amorft kulstof med brint, når det opvarmes i nærvær af en katalysator:

samt med silicium ved en temperatur på 1200-1300 om MED:

Kulstof udviser oxiderende egenskaber i forhold til metaller . Kulstof er i stand til at reagere med aktive metaller og nogle metaller med mellemaktivitet. Reaktioner fortsætter ved opvarmning:

Aktive metalcarbider hydrolyseres af vand:

samt opløsninger af ikke-oxiderende syrer:

I dette tilfælde dannes der kulbrinter indeholdende kul i samme oxidationstilstand som i det oprindelige karbid.

Kemiske egenskaber af silicium

Silicium kan eksistere såvel som kulstof i krystallinsk og amorf tilstand, og ligesom i tilfældet med kulstof er amorft silicium væsentligt mere kemisk aktivt end krystallinsk silicium.

Nogle gange kaldes amorft og krystallinsk silicium dets allotropiske modifikationer, hvilket strengt taget ikke er helt sandt. Amorft silicium er i det væsentlige et konglomerat af de mindste partikler af krystallinsk silicium, der er tilfældigt arrangeret i forhold til hinanden.

Interaktion mellem silicium og simple stoffer

ikke-metaller

Under normale forhold reagerer silicium på grund af dets inerthed kun med fluor:

Si+2F 2 = SiF 4

Silicium reagerer kun med klor, brom og jod ved opvarmning. Det er karakteristisk, at der afhængigt af halogenets aktivitet kræves en tilsvarende forskellig temperatur:

Alle siliciumhalogenider hydrolyseres let af vand:

samt alkaliske opløsninger:

Reaktionen af ​​silicium med ilt fortsætter, men kræver meget kraftig opvarmning (1200-1300 om C) på grund af det faktum, at en stærk oxidfilm gør det vanskeligt at interagere:

Ved en temperatur på 1200-1500 om Med silicium interagerer langsomt med kulstof i form af grafit med dannelsen af ​​carborundum SiC - et stof med et atomisk krystalgitter svarende til diamant og næsten ikke ringere end det i styrke:

Silicium reagerer ikke med brint.

metaller

På grund af sin lave elektronegativitet kan brint kun udvise oxiderende egenskaber med hensyn til metaller. Af metallerne reagerer silicium med aktive (alkaliske og alkaliske jordarter), samt mange metaller med middel aktivitet. Som et resultat af denne interaktion dannes silicider: 2Mg + Si = Mg 2 Si

Silicider af aktive metaller hydrolyseres let med vand eller fortyndede opløsninger af ikke-oxiderende syrer:

Dette producerer en gassilan SiH 4 - analog af methan CH 4 .

Interaktion mellem silicium og komplekse stoffer

Silicium reagerer ikke med vand, selv når det koger, men amorft silicium interagerer med overophedet vanddamp ved en temperatur på omkring 400-500 om C. Dette producerer brint og siliciumdioxid:

Af alle syrer reagerer silicium (i sin amorfe tilstand) kun med koncentreret flussyre:

Silicium opløses i koncentrerede alkaliopløsninger. Reaktionen ledsages af udviklingen af ​​brint: