Својства на едноставни материи од метали и неметали УПОТРЕБА. Хемиски својства на едноставни материи од метали и неметали

МЕТАЛИ, НИВНИ СВОЈСТВА, ДОБИВАЊЕ, ПРИМЕНА. ЕЛЕКТРОЛИЗА.

1. Не реагира со вода:

1) магнезиум 2) берилиум 3) бариум 4) стронциум

2. Реакцијата на разредена азотна киселина со бакар одговара на равенката:

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 + HNO 3 = CuO + NH 4 NO 3 + H 2 O

3. Споредете ги процесите што се случуваат на електродите при електролиза на растворот на топење и натриум хлорид.

4. При електролиза на раствор на AgNO 3 на катодата се ослободува:

1) сребро 2) водород 3) сребро и водород 4) кислород и водород

5. При електролиза на раствор од калиум хлорид на катодата се јавува:

1) редукција на вода 2) оксидација на вода

3) редукција на јони на калиум 4) оксидација на хлор

6. Каков процес се случува на бакарна анода при електролиза на раствор на натриум бромид?

1) оксидација на вода 2) оксидација на бром јони

3) оксидација на бакар 4) обновување на бакар

7. Можна е реакција помеѓу:

1) Ag и K 2 SO 4 (раствор) 2) Zn и KCl (раствор)

3) Mg и SnCl 2 (раствор) 4) Ag и CuSO 4 (решение)

8. По кој редослед се редуцираат овие метали при електролиза на раствори на нивните соли?

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

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

9. Со концентриран HNO 3 без греење не комуницира:

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

10. Азотната киселина се акумулира во електролизаторот кога електричната струја ќе помине низ воден раствор

1) калциум нитрат 2) сребро нитрат 3) алуминиум нитрат 4) цезиум нитрат

11. Од металите подолу, најактивна е:

1) берилиум 2) магнезиум 3) калциум 4) бариум

12. Железото реагира со секоја од двете супстанции:

1) натриум хлорид и азот 2) кислород и хлор

3) алуминиум оксид и калиум карбонат 4) вода и алуминиум хидроксид

13. Секој од двата метали реагира со вода на собна температура:

1) бариум и бакар 2) алуминиум и жива 3) калциум и литиум 4) сребро и натриум

14. Кога алуминиумот се спојува со натриум хидроксид, се формира следново:

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

15. Со разреден HNO 3 без греење не комуницира:

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

16. Водородот не се поместува од киселините:

1) хром 2) железо 3) бакар 4) цинк

17. Бакар се раствора во разреден воден киселински раствор:

1) сулфурна 2) хлороводородна 3) азот 4) флуороводородна

18. Производите од бакар кои се во контакт со воздухот постепено се покриваат со зелена обвивка, главната компонента

Чија компонента е:

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

19. При загревање на магнезиум во азотна атмосфера:

1) реакцијата не продолжува 2) се формира магнезиум нитрид

3) се формира магнезиум нитрит 4) се формира магнезиум нитрат

20. На обична температура, магнезиумне комуницираСо:

А) вода

Б) алкални раствори

В) разреден H 2 SO 4 и HNO 3

Г) концентриран H 2 SO 4 и HNO 3

Г) сива боја

Одговор:

21. На собна температура, хромот е во интеракција со:

А) HCl (разл.) Б) H 2 O C) H 2 SO 4 (разл.) Г) N 2 E) H 2

Одговор: ____________________ . (Запишете ги соодветните букви по азбучен ред.)

22. При електролиза на воден раствор на КИне се генерира:

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

23. Супстанцијата од која се формираат исти производи при електролиза на воден раствор и топење има

Формула:

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

24. За време на електролизата на воден раствор на катодата и анодата ќе се ослободат гасовити материи:

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

25. При електролиза на раствор од Кр 2 (SO 4 ) 3 на катодата се ослободува:

1) кислород 2) водород и хром 3) хром 4) кислород и хром 26. Две инертни електроди беа спуштени во чаша која содржи мешавина од водени раствори на соли со иста концентрација

Циум AgNO 3 , Cu(NO 3 ) 2 , Hg (NO 3 ) 2 , NaNO 3 . Првите честички што треба да се редуцираат за време на електролизата се:

1) Hg +2 2) Ag + 3) Cu +2 4) H 2 O

27. При електролиза на разреден воден раствор на Ni (БР 3 ) 2 на катодата се ослободува:

1) Ni 2) O 2 3) Ni и H 2 4) H 2 и O 2

28. Азотната киселина се акумулира во електролитичка ќелија кога електрична струја поминува низ воден раствор.

1) калиум нитрат 2) алуминиум нитрат 3) магнезиум нитрат 4) бакар нитрат

29. Ослободувањето на кислородот се јавува при електролиза на воден раствор на сол:

30. При електролиза на воден раствор од сребро нитрат на катодата се формира:

1) Ag 2) НЕ 2 3) НЕ 4) H 2

31. Калциумот во индустријата се добива со:

1) електролиза на раствор на CaCl 2 2) електролиза на топење на CaCl 2

3) електролиза на раствор на Ca(OH). 2 4) дејството на поактивен метал на водени раствори на соли

32. При електролиза на раствор од натриум јодид на катодата, бојата на лакмусот во растворот:

1) црвена 2) сина 3) виолетова 4) жолта

33. При електролиза на воден раствор на калиум нитрат, на анодата се ослободува:

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

34. Водородот се формира при електролиза на воден раствор:

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

35. Кога литиумот е во интеракција со водата, се формира водород и:

1) оксид 2) пероксид 3) хидрид 4) хидроксид

36. Металните својства се најслаби изразени во:

1) натриум 2) магнезиум 3) калциум 4) алуминиум

37. Дали се точни следните судови за алкалните метали?

НО. Во сите соединенија, тие имаат оксидациона состојба од +1.

Б. Со неметали, тие формираат соединенија со јонски врски.

1) само А е точно 2) само Б е точно

3) двете пресуди се вистинити 4) двете пресуди се погрешни

38. На собна температура, хромот е во интеракција со:

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

39. Кога хромот е во интеракција со хлороводородна киселина, се формираат:

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

40. Бакар не комуницираСо:

1) разредете HNO 3 2) концентриран HNO 3

3) разреден HCl 4) концентриран H 2 SO 4

41. Кој од металитене поместува водород од разредена сулфурна киселина?

1) железо 2) хром 3) бакар 4) цинк

42. Најсилно реагира со вода:

1) Al 2) Mg 3) Ca 4) К

43. Во нормални услови, тој реагира со вода:

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

44. Како резултат на реакцијата на калциумот со вода се формираат:

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

45. Хемиска реакцијане се случува помеѓу:

1) Zn и HCl 2) Al и HCl 3) Mg и H 2 SO 4 (разл.) 4) Ag и H 2 SO 4 (разл.)

46. ​​Хлороводородна киселина реагира со:

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

47. За алуминиум, во нормални услови, интеракција со:

А) HgCl 2 Б) CaO C) CuSO 4 D) HNO 3 (конк.) E) Na 2 SO 4 E) Fe 3 O 4

Одговор: ____________________ . (Запишете ги соодветните букви по азбучен ред.)

48. Воспоставете кореспонденција помеѓу почетните материјали и производите на редокс реакциите.

ПОЧЕТНИ СУПСТАНЦИ РЕАКЦИЈА ПРОИЗВОДИ

1) Fe + Cl 2 → A) FeSO 4 + H 2

2) Fe + HCl → B) Fe 2 (SO 4) 3 + H 2

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

4) Fe + H 2 SO 4 (конк.) → D) FeCl 2 + H 2

Д) FeCl 3 + H 2

Д) FeCl 3

49. Напиши ги равенките за реакциите што се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на вода

Раствор од бакар(II) сулфат на инертни електроди.

50. Напиши ги равенките за реакциите што се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на воден раствор

Бариум хлорид на инертни електроди.

51. Напиши ги равенките за реакциите што се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на воден раствор

Калиум јодид на инертни електроди.

52. Напиши ги равенките за реакциите што се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на воден раствор

Сулфурна киселина на инертни електроди.

53. Напиши ги равенките за реакциите кои се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на воден раствор

Литиум бромид на инертни електроди.

54. Во нормални услови, калциумот реагира со:

1) кислород 2) јаглерод 3) сулфур 4) азот

55. Напиши ги равенките за реакциите што се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на воден раствор

Калиум нитрат на инертни електроди.

56. Напиши ги равенките за реакциите што се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на воден раствор

Натриум сулфат на инертни електроди.

57. На обична температура, бакарот реагира со:

1) вода 2) кислород 3) хлороводородна киселина 4) азотна киселина

58. Напиши ги равенките за реакциите што се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на воден раствор

Калиум хидроксид на инертни електроди.

59. Се раствора во разредена сулфурна киселина:

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

60. Напиши ги равенките за реакциите што се одвиваат на катодата и анодата и општата равенка за електролиза на воден раствор

Азотна киселина на инертни електроди.

61. Кога се загрева, бакарот реагира со:

1) водород 2) сулфурна киселина

Видео лекција 1: Неорганска хемија. Метали: алкали, алкална земја, алуминиум

Видео лекција 2: преодни метали

Предавање: Карактеристични хемиски својства и производство на едноставни материи - метали: алкали, алкална земја, алуминиум; преодни елементи (бакар, цинк, хром, железо)

Хемиски својства на металите

Сите метали во хемиските реакции се манифестираат како редуцирачки агенси. Тие лесно се разделуваат со валентни електрони, истовремено оксидирајќи се. Потсетете се дека колку повеќе лево металот се наоѓа во електрохемиската серија на напнатост, толку е посилно средството за намалување. Според тоа, најсилниот е литиумот, најслаб е златото и обратно, златото е најсилното оксидирачко средство, а литиумот е најслаб.

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

Сите метали ги изместуваат другите метали од растворот на сол, т.е. вратете ги. Сите освен алкалната и алкалната земја бидејќи тие комуницираат со водата. Металите лоцирани пред H го изместуваат од растворите на разредените киселини и тие самите се раствораат во нив.

Размислете за некои општи хемиски својства на металите:

• Од интеракцијата на металите со кислородот се формираат основни (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O итн.) или амфотерични (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 итн.) оксиди.
• Од интеракцијата на металите со халогени (главната подгрупа од групата VII) се формираат хидрохалични киселини (HF - водород флуорид, HCl - водород хлорид, итн.).
• Од интеракцијата на металите со неметалите се формираат соли (хлориди, сулфиди, нитриди итн.).
• Од интеракцијата на металите со металите се формираат меѓуметални соединенија (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni итн.).
• Од интеракцијата на активните метали со водородот се формираат хидриди (NaH, CaH 2, KH итн.).
• Од интеракцијата на алкалните и земноалкалните метали со водата се формираат алкали (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2, итн.).
• Од интеракцијата на металите (само оние кои стојат во електрохемиската серија до H) со киселините се формираат соли (сулфати, нитрити, фосфати итн.). Треба да се има на ум дека металите реагираат со киселини прилично неволно, додека речиси секогаш комуницираат со бази и соли. За да дојде до реакција на металот со киселината, металот мора да биде активен, а киселината силна.

Хемиски својства на алкалните метали

Во групата на алкални метали спаѓаат следните хемиски елементи: литиум (Li), натриум (Na), калиум (K), рубидиум (Rb), цезиум (Cs), франциум (Fr). Како што се движат од врвот до дното во групата I од Периодниот систем, нивните атомски радиуси се зголемуваат, што значи дека нивните метални и редукциони својства се зголемуваат.

Размислете за хемиските својства на алкалните метали:

• Тие немаат знаци на амфотеризам, бидејќи имаат негативни вредности на електродните потенцијали.
• Најсилните редуцирачки агенси меѓу сите метали.
• Во соединенијата, тие покажуваат само +1 оксидациона состојба.
• Давајќи еден валентен електрон, атомите на овие хемиски елементи се претвораат во катјони.
• Тие формираат бројни јонски соединенија.
• Речиси сите се растворливи во вода.

Интеракција на алкалните метали со други елементи:

1. Со кислородот, формирајќи поединечни соединенија, така што оксидот формира само литиум (Li 2 O), натриумот формира пероксид (Na 2 O 2), а калиумот, рубидиумот и цезиумот формираат супероксиди (KO 2, RbO 2, CsO 2).

2. Со вода, формирајќи алкалии и водород. Запомнете, овие реакции се експлозивни. Без експлозија, само литиумот реагира со вода:

2Li + 2H 2 O → 2LiO H + H 2.

3. Со халогени, формирање на халиди (NaCl - натриум хлорид, NaBr - натриум бромид, NaI - натриум јодид, итн.).

4. Со водород кога се загрева, формирајќи хидриди (LiH, NaH, итн.)

5. Со сулфур кога се загрева, формирајќи сулфиди (Na 2 S, K 2 S, итн.). Тие се безбојни и многу растворливи во вода.

6. Со фосфор кога се загрева, формирајќи фосфиди (Na 3 P, Li 3 P, итн.), Тие се многу чувствителни на влага и воздух.

7. Со јаглеродот, кога се загреваат, карбидите формираат само литиум и натриум (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), додека калиумот, рубидиумот и цезиумот не формираат карбиди, тие формираат бинарни соединенија со графитот (C 8 Rb, C 8 Cs, итн.) .

8. Во нормални услови, само литиумот реагира со азот, формирајќи Li 3 N нитрид, со други алкални метали, реакцијата е можна само кога се загрева.

9. Тие реагираат експлозивно со киселини, така што спроведувањето на такви реакции е многу опасно. Овие реакции се двосмислени, бидејќи алкалниот метал активно реагира со вода, формирајќи алкали, кој потоа се неутрализира со киселина. Ова создава конкуренција помеѓу алкали и киселина.

10. Со амонијак, формирајќи амиди - аналози на хидроксиди, но посилни бази (NaNH 2 - натриум амид, KNH 2 - калиум амид, итн.).

11. Со алкохоли, формирајќи алкохолати.

Франциумот е радиоактивен алкален метал, еден од најретките и најмалку стабилни од сите радиоактивни елементи. Неговите хемиски својства не се добро разбрани.

За да добијат алкални метали, тие главно користат електролиза на топење на нивните халиди, најчесто хлориди, кои формираат природни минерали:

• NaCl → 2Na + Cl 2 .

• Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.

• 2Li 2 O + Si + 2CaO → 4Li + Ca 2 SiO 4 .

• KCl + Na → K + NaCl.

Хемиски својства на земноалкалните метали

Земноалкалните метали вклучуваат елементи од главната подгрупа од групата II: калциум (Ca), стронциум (Sr), бариум (Ba), радиум (Ra). Хемиската активност на овие елементи расте на ист начин како и на алкалните метали, т.е. зголемување на подгрупата.

Хемиски својства на земноалкалните метали:

Структурата на валентните обвивки на атомите на овие елементи ns 2 .

• Давајќи два валентни електрони, атомите на овие хемиски елементи се претвораат во катјони.
• Соединенијата покажуваат состојба на оксидација од +2.
• Обвиненијата на атомските јадра се поголеми за еден од оние на алкалните елементи од истите периоди, што доведува до намалување на радиусот на атомите и зголемување на потенцијалите за јонизација.

Интеракција на земноалкалните метали со други елементи:

1. Со кислородот, сите земноалкални метали, освен бариумот, формираат оксиди, бариумот формира пероксид BaO 2. Од овие метали, берилиумот и магнезиумот, обложени со тенка заштитна оксидна фолија, комуницираат со кислородот само при многу висока т. Основните оксиди на земноалкалните метали реагираат со вода, со исклучок на берилиум оксидот BeO, кој има амфотерични својства. Реакцијата на калциум оксид и вода се нарекува реакција на гасење на вар. Ако реагенсот е CaO, се формира жива вар, ако Ca(OH) 2 гасена. Исто така, основните оксиди реагираат со кисели оксиди и киселини. На пример:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Со вода, земноалкалните метали и нивните оксиди формираат хидроксиди - бели кристални материи, кои, во споредба со хидроксидите на алкалните метали, се помалку растворливи во вода. Хидроксидите на земноалкалните метали се алкали, освен амфотерниот Be(OH). ) 2 и слаба основа Mg(OH)2. Бидејќи берилиумот не реагира со вода, Be (Ох ) 2 може да се добие на други начини, на пример, со хидролиза на нитрид:

• Бидете 3 N 2+ 6H 2 O → 3 Биди (OH) 2+ 2N N 3.

3. Во нормални услови, сè реагира со халогени, освен берилиумот. Вториот реагира само при високи т. Се формираат халиди (MgI 2 - магнезиум јодид, CaI 2 - калциум јодид, CaBr 2 - калциум бромид, итн.).

4. Сите земноалкални метали, освен берилиумот, реагираат со водород кога се загреваат. Се формираат хидриди (BaH 2 , CaH 2 итн.). За реакција на магнезиумот со водород, покрај високата t, потребен е и зголемен водороден притисок.

5. Сулфурот формира сулфиди. На пример:

• Ca + S → CaS.

Сулфидите се користат за добивање на сулфурна киселина и соодветните метали.

6. Тие формираат нитриди со азот. На пример:

• 3Биди + N 2 → Бидете 3 N 2.

7. Со киселини, формирајќи соли на соодветната киселина и водород. На пример:

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

Овие реакции се одвиваат на ист начин како и во случајот со алкалните метали.

Добивање на земноалкални метали:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al 2 O 3

• CaCl 2 → Ca + Cl 2

Хемиски својства на алуминиум

Алуминиумот е активен, лесен метал, број 13 во табелата. Во природата, најчест од сите метали. А од хемиските елементи го зазема третото место по дистрибуција. Висока топлина и електричен проводник. Отпорен на корозија, бидејќи е покриен со оксиден филм. Точката на топење е 660 0 С.

Размислете за хемиските својства и интеракцијата на алуминиумот со други елементи:

1. Во сите соединенија, алуминиумот е во состојба на оксидација +3.

2. Покажува намалувачки својства во речиси сите реакции.

3. Амфотеричниот метал покажува и кисели и базни својства.

4. Враќа многу метали од оксиди. Овој метод на добивање метали се нарекува алуминотермија. Пример за добивање хром:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Cr.

5. Реагира со сите разредени киселини за да формира соли и да ослободува водород. На пример:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 3H2SO4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Во концентрирани HNO 3 и H 2 SO 4 алуминиумот се пасивира. Благодарение на ова, можно е да се складираат и транспортираат овие киселини во контејнери направени од алуминиум.

6. Се поврзува со алкали, бидејќи тие го раствораат оксидниот филм.

7. Реагира со сите неметали освен водородот. За да се спроведе реакцијата со кислород, потребен е ситно поделен алуминиум. Реакцијата е можна само при високи t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

Според термичкиот ефект, оваа реакција е егзотермна. Од интеракцијата со сулфурот се формира алуминиум сулфид Al 2 S 3 , со фосфор фосфид AlP , со азот нитрид AlN , со јаглерод карбид Al 4 C 3 .

8. Тој е во интеракција со други метали, формирајќи алуминиди (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7, итн.).

Металниот алуминиум се добива со електролиза на раствор од алуминиум Al 2 O 3 во стопен криолит Na 2 AlF 6 на 960–970 ° C.

• 2Al2O3 → 4Al + 3O 2 .
  

Хемиски својства на преодните елементи

Преодните елементи вклучуваат елементи на секундарни подгрупи на Периодниот систем. Размислете за хемиските својства на бакар, цинк, хром и железо.

Хемиски својства на бакар

1. Во електрохемиската серија се наоѓа десно од H, така што овој метал е неактивен.

2. Слаб редуктор.

3. Во соединенијата, тој покажува состојби на оксидација +1 и +2.

4. Реагира со кислород кога се загрева за да формира:

• бакар оксид (I) 2Cu + O 2 → 2CuO(на t 400 0 C)
• или бакар (II) оксид: 4Cu + O2 → 2Cu2O(на t 200 0 C).

Оксидите имаат основни својства. Кога се загрева во инертна атмосфера, Cu 2 O е диспропорционално: Cu2O → CuO + Cu. Бакар (II) оксид CuO формира купати во реакции со алкалии, на пример: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Бакар хидроксид Cu (OH) 2 е амфотеричен, во него преовладуваат главните својства. Лесно се раствора во киселини:

• Cu (OH) 2 + 2HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O,

и во концентрирани раствори на алкалии со тешкотија:

• Сu(OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

6. Интеракцијата на бакар со сулфур под различни температурни услови, исто така, формира два сулфида. Кога се загрева на 300-400 0 C во вакуум, се формира бакар (I) сулфид:

• 2Cu+S → Cu2S.

На собна температура, со растворање на сулфур во водород сулфид, може да се добие бакар (II) сулфид:

• Cu+S → CuS.

7. Од халогените, тој комуницира со флуор, хлор и бром, формирајќи халиди (CuF 2, CuCl 2, CuBr 2), јод, формирајќи бакар (I) јодид CuI; не комуницира со водород, азот, јаглерод, силициум.

8. Не реагира со киселини - неоксидирачки агенси, бидејќи тие оксидираат само метали лоцирани до водород во електрохемиската серија. Овој хемиски елемент реагира со оксидирачки киселини: разредена и концентрирана азотна и концентрирана сулфурна:

3Cu + 8HNO 3 (разлика) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Cu + 4HNO 3 (конц) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H2O;

Cu + 2H 2 SO 4 (конц) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

9. Во интеракција со соли, бакарот ги исфрла од нивниот состав металите лоцирани десно од него во електрохемиската серија. На пример,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Овде гледаме дека бакарот отишол во раствор, а железото (III) се сведувало на железо (II). Оваа реакција е од големо практично значење и се користи за отстранување на бакар наталожен на пластика.

Хемиски својства на цинк

2. Има изразени намалувачки својства и амфотерични својства.

3. Во соединенијата, тој покажува состојба на оксидација од +2.

4. Во воздухот, тој е покриен со оксиден филм од ZnO.

5. Интеракцијата со вода е можна на температура на црвена топлина. Како резултат на тоа, се формираат цинк оксид и водород:

• Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

6. Се поврзува со халогени, формирајќи халиди (ZnF 2 - цинк флуорид, ZnBr 2 - цинк бромид, ZnI 2 - цинк јодид, ZnCl 2 - цинк хлорид).

7. Со фосфорот ги формира фосфидите Zn 3 P 2 и ZnP 2 .

8. Со сулфурен халкогенид ZnS.

9. Не реагира директно со водород, азот, јаглерод, силициум и бор.

10. Тој е во интеракција со неоксидирачки киселини, формирајќи соли и поместувајќи го водородот. На пример:

• H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
• Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 .

Реагира и со киселини - оксидирачки агенси: со конц. сулфурна киселина формира цинк сулфат и сулфур диоксид:

• Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

11. Активно реагира со алкалии, бидејќи цинкот е амфотеричен метал. Со алкални раствори, формира тетрахидроксозинкати и ослободува водород:

• Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

По реакцијата на цинк гранулите се појавуваат меурчиња од гас. Со безводни алкалии, кога се споени, формира цинкати и ослободува водород:

• Zn+ 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2.

Хемиски својства на хром

2.

3. Формира обоени соединенија.

4. Во соединенијата, тој покажува состојби на оксидација +2 (основен оксид CrO црн), +3 (амфотеричен оксид Cr 2 O 3 и хидроксид Cr (OH) 3 зелен) и +6 (киселински оксид хром (VI) CrO 3 и киселини: хром H 2 CrO 4 и двохром H 2 Cr 2 O 7 итн.).

5. Тој е во интеракција со флуор на t 350-400 0 C, формирајќи хром (IV) флуорид:

• Cr+2F 2 → CrF 4 .

6. Со кислород, азот, бор, силициум, сулфур, фосфор и халогени на t 600 0 C:

• поврзувањето со кислород формира хром оксид (VI) CrO 3 (темно црвени кристали),
• азотно соединение - хром нитрид CrN (црни кристали),
• соединение со бор - хром борид CrB (жолти кристали),
• соединение со силициум - хром силицид CrSi,
• врска со јаглерод - хром карбид Cr 3 C 2 .

7. Тој реагира со водена пареа, се наоѓа во топла состојба, формирајќи хром (III) оксид и водород:

• 2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2 .

8. Не реагира со алкални раствори, туку полека реагира со нивното топење, формирајќи хромати:

• 2Cr + 6KOH → 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.

9. Се раствора во разредени силни киселини за да формира соли. Ако реакцијата се одвива во воздух, се формираат соли Cr 3+, на пример:

• 2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 .

• Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 .

10. Со концентрирани сулфурни и азотни киселини, како и со аква регија, реагира само кога се загрева, бидејќи. на ниски температури, овие киселини го пасивираат хромот. Реакциите со киселини кога се загреваат изгледаат вака:

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

Cr + 6HNO 3 (конц) → Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Хром(II) оксид CrO- цврсто црно или црвено, нерастворливо во вода.

Хемиски својства:

• Има основни и ресторативни својства.
• Кога се загрева до 100 0 C во воздух, тој оксидира до Cr 2 O 3 - хром (III) оксид.
• Можно е да се врати хромот со водород од овој оксид: CrO + H 2 → Cr + H 2 O или кокс: CrO + C → Cr + CO.
• Реагира со хлороводородна киселина, притоа ослободувајќи водород: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
• Не реагира со алкалии, разредена сулфурна и азотна киселина.

Хром оксид (III) Cr 2 O 3- огноотпорна материја, темно зелена боја, нерастворлива во вода.

Хемиски својства:

• Има амфотерични својства.
• Како основниот оксид комуницира со киселините: Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Како киселиот оксид комуницира со алкалите: Cr 2 O 3 + 2KOH → 2KCrO 3 + H 2 O.
• Силните оксидирачки агенси оксидираат Cr 2 O 3 до хромат H 2 CrO 4 .
• Обновуваат силните редуцирачки агенсиИсклучи Cr2O3.

Хром(II) хидроксид Cr(OH) 2 - цврста жолта или кафена боја, слабо растворлив во вода.

Хемиски својства:

• Слаба основа, покажува основни својства.
• Во присуство на влага во воздухот, тој оксидира до Cr(OH) 3 - хром (III) хидроксид.
• Реагира со концентрирани киселини за да формира сини хромови (II) соли: Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O.
• Не реагира со алкали и разредени киселини.

Хром (III) хидроксид Cr(OH) 3 - сиво-зелена супстанција, нерастворлива во вода.

Хемиски својства:

• Има амфотерични својства.
• Како основниот хидроксид комуницира со киселините: Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Како киселинскиот хидроксид комуницира со алкалите: Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 [Cr(OH)6].

Хемиски својства на железото

1. Активен метал со висока реактивност.

2. Има ресторативни својства, како и изразени магнетни својства.

3. Во соединенијата, ги покажува главните оксидациски состојби +2 (со слаби оксидирачки агенси: S, I, HCl, солени раствори), +3 (со силни оксидирачки агенси: Br и Cl) и помалку карактеристични +6 (со O и H2 О). Кај слабите оксидирачки агенси, железото ја зема оксидационата состојба +2, кај посилните +3. +2 оксидациони состојби одговараат на црниот оксид FeO и зелениот хидроксид Fe (OH) 2, кои имаат основни својства. +3 оксидациони состојби одговараат на црвено-кафеавиот оксид Fe 2 O 3 и кафеавиот хидроксид Fe (OH) 3, кои имаат слабо изразени амфотерични својства. Fe (+2) е слаб редукционен агенс, а Fe (+3) често е слаб оксидирачки агенс. Кога условите за редокс се менуваат, оксидационите состојби на железото може да се менуваат едни со други.

• 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Реагира со халогени кога се загрева:

• врската со хлорот формира железо (III) хлорид FeCl 3,
• соединение со бром - железо (III) бромид FeBr 3,
• соединение со јод - железо (II, III) јодид Fe 3 I 8,
• соединение со флуор - железо (II) флуорид FeF 2, железо (III) флуорид FeF 3.

• врската со сулфурот формира железо(II) сулфид FeS,
• врска со азот - железо нитрид Fe 3 N,
• соединение со фосфор - фосфиди FeP, Fe 2 P и Fe 3 P,
• соединение со силициум - железен силицид FeSi,
• соединение со јаглерод - железен карбид Fe 3 C.

9. Не реагира со алкални раствори, туку полека реагира со алкални топи, кои се силни оксидирачки агенси:

• Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O.

10. Ги враќа металите лоцирани во електрохемискиот ред десно:

• Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

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

Железо(II) оксид FeO - црна кристална материја (вустит) која не се раствора во вода.

Хемиски својства:

• Има основни својства.
• Реагира со разредена хлороводородна киселина: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O.
• Реагира со концентрирана азотна киселина:FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
• Не реагира со вода и соли.
• Со водород на t 350 0 C се сведува на чист метал: FeO + H 2 → Fe + H 2 O.
• Исто така, се сведува на чист метал кога се комбинира со кокс: FeO + C → Fe + CO.
• Овој оксид може да се добие на различни начини, еден од нив е загревање на Fe при низок притисок O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Железен (III) оксидFe2O3- кафеав прав (хематит), супстанца нерастворлива во вода. Други имиња: железен оксид, железо миниум, прехранбена боја E172, итн.

Хемиски својства:

• Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
• Не реагира со алкални раствори, реагира со нивното топење, формирајќи ферити: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O.
• Кога се загрева со водород, тој покажува оксидирачки својства: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.

Железен оксид (II, III) Fe 3 O 4 или FeO Fe 2 O 3 - сиво-црна цврста супстанца (магнетит, магнетна железна руда), супстанца нерастворлива во вода.

Хемиски својства:

• Се распаѓа кога се загрева над 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
• Реагира со разредени киселини: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
• Не реагира со алкални раствори, реагира со нивното топење: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
• Кога реагира со кислород, тој оксидира: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
• Со водород, кога се загрева, се обновува:Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O.
• Исто така, се намалува кога се комбинира со јаглерод моноксид: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Железо(II) хидроксид Fe(OH) 2 - бела, ретко зеленикава кристална супстанција, нерастворлив во вода.

Хемиски својства:

• Има амфотерични својства со доминација на основните.
• Влегува во реакцијата на неутрализација на неоксидирачката киселина, покажувајќи ги главните својства: Fe(OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O.
• При интеракција со азотни или концентрирани сулфурни киселини, тој покажува редуцирачки својства, формирајќи железни (III) соли: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
• Кога се загрева, тој реагира со концентрирани алкални раствори: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Железен хидроксид (I Јас I) Fe (OH) 3- кафеава кристална или аморфна супстанција, нерастворлив во вода.

Хемиски својства:

• Има благи амфотерични својства со доминација на основните.
• Лесно комуницира со киселини: Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O.
• Со концентрирани алкални раствори формира хексахидроксоферати (III): Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3.
• Формира ферати со алкално топење:2Fe(OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• Во алкална средина со силни оксидирачки агенси, тој покажува редуцирачки својства: 2Fe(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

Сите хемиски елементи се поделени на метали и неметали во зависност од структурата и својствата на нивните атоми. Исто така, едноставните супстанции формирани од елементи се класифицираат на метали и неметали, врз основа на нивните физички и хемиски својства.

Во Периодниот систем на хемиски елементи Д.И. Менделеев, неметалите се наоѓаат дијагонално: бор - астатин и над него во главните подгрупи.

Атомите на металот се карактеризираат со релативно големи радиуси и мал број електрони на надворешно ниво од 1 до 3 (исклучоци: германиум, калај, олово - 4; антимон и бизмут - 5; полониум - 6 електрони).

Неметалните атоми, напротив, се карактеризираат со мали атомски радиуси и број на електрони на надворешното ниво од 4 до 8 (исклучок е бор, има три такви електрони).

Оттука и тенденцијата на металните атоми да се откажат од надворешните електрони, т.е. намалувачки својства, а за неметалните атоми - желбата да се примат електрони што недостасуваат до стабилно ниво од осум електрони, т.е. оксидирачки својства.

Метали

Во металите, постои метална врска и метална кристална решетка. На местата на решетката има позитивно наелектризирани метални јони врзани со социјализирани надворешни електрони кои припаѓаат на целиот кристал.

Ова ги одредува сите најважни физички својства на металите: метален сјај, електрична и топлинска спроводливост, пластичност (способност да се менува обликот под надворешно влијание) и некои други карактеристични за оваа класа на едноставни материи.

Металите од групата I од главната подгрупа се нарекуваат алкални метали.

Метали од II група: калциум, стронциум, бариум - алкална земја.

Хемиски својства на металите

Во хемиските реакции, металите покажуваат само намалувачки својства, т.е. нивните атоми донираат електрони, формирајќи позитивни јони како резултат.

1. Интеракција со неметали:

а) кислород (со формирање на оксиди)

Алкалните и земноалкалните метали лесно оксидираат во нормални услови, па затоа се складираат под слој од вазелин масло или керозин.

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

Ве молиме запомнете: кога натриумот комуницира, се формира пероксид, калиум - супероксид

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

а оксидите се добиваат со калцинирање на пероксид со соодветниот метал:

2Na + Na 2 O 2 \u003d 2Na 2 O

Железото, цинкот, бакарот и другите помалку активни метали полека оксидираат во воздухот и активно кога се загреваат.

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (мешавина од два оксиди: FeO и Fe 2 O 3)

2Zn + O 2 = 2ZnO

2Cu + O 2 \u003d 2CuO

Металите на златото и платината не се оксидираат со атмосферски кислород под никакви околности.

б) водород (со формирање на хидриди)

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H 2 \u003d CaH 2

в) хлор (со формирање на хлориди)

2K + Cl 2 \u003d 2KCl

Mg + Cl 2 \u003d MgCl 2

2Al + 3Cl 2 \u003d 2AlCl 3

Ве молиме имајте предвид: кога железото реагира, се формира железо (III) хлорид:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

г) сулфур (со формирање на сулфиди)

2Na + S = Na 2 S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al 2 S 3

Ве молиме имајте предвид: кога железото реагира, се формира железо (II) сулфид:

Fe + S = FeS

д) азот (со формирање на нитриди)

6K + N 2 = 2K 3 N

3 Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2

2Al + N 2 = 2AlN

2. Интеракција со сложени супстанции:

Мора да се запомни дека, според реставративната способност, металите се наредени во низа, што се нарекува електрохемиска серија на напони или активност на метали (серија на поместување на Бекетов Н.Н.):

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

а) вода

Металите лоцирани во низа до магнезиум, во нормални услови, го изместуваат водородот од водата, формирајќи растворливи бази - алкалии.

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2

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

Магнезиумот комуницира со водата кога се вари.

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

Алуминиумот бурно реагира со вода кога се отстранува оксидниот филм.

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

Остатокот од металите, кои стојат во низа до водородот, под одредени услови, исто така можат да реагираат со вода со ослободување на водород и формирање на оксиди.

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

б) киселински раствори

(Освен концентрирана сулфурна киселина и азотна киселина од која било концентрација. Видете реакции на редокс.)

Ве молиме запомнете: не користете нерастворлива силициумска киселина за реакции

Металите кои се движат од магнезиум до водород го менуваат водородот од киселините.

Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2

Ве молиме имајте предвид: се формираат црни соли.

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

Формирањето на нерастворлива сол го спречува продолжувањето на реакцијата. На пример, оловото практично не реагира со раствор од сулфурна киселина поради формирање на нерастворлив олово сулфат на површината.

Металите во редот по водородот НЕ го поместуваат водородот.

в) солени раствори

Металите кои се во редот до магнезиум и активно реагираат со вода не се користат за спроведување на такви реакции.

За другите метали, правилото е исполнето:

Секој метал ги поместува од растворите на сол другите метали лоцирани во редот десно од него, а самиот може да се помести со метали лоцирани лево од него.

Cu + HgCl 2 \u003d Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu

Како и кај киселинските раствори, формирањето на нерастворлива сол го спречува продолжувањето на реакцијата.

г) алкални раствори

Металите комуницираат, чии хидроксиди се амфотерични.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K + 3H 2

д) со органски материи

Алкални метали со алкохоли и фенол.

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

Металите учествуваат во реакции со халоалкани, кои се користат за добивање пониски циклоалкани и за синтеза, при што јаглеродниот скелет на молекулата станува покомплексен (реакција на А. Вурц):

CH 2 Cl-CH 2 -CH 2 Cl + Zn = C 3 H 6 (циклопропан) + ZnCl 2

2CH 2 Cl + 2Na \u003d C 2 H 6 (етан) + 2NaCl

неметали

Во едноставни супстанции, атомите на неметали се поврзани со ковалентна неполарна врска. Во овој случај, се формираат единечни (во H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2), двојни (во молекули O 2), тројни (во N 2 молекули) ковалентни врски.

Структура на едноставни супстанции - неметали:

1. молекуларна

Во нормални услови, повеќето од овие супстанции се гасови (H 2, N 2, O 2, O 3, F 2, Cl 2) или цврсти материи (I 2, P 4, S 8) и само еден бром (Br 2) е течен. Сите овие супстанции имаат молекуларна структура, затоа се испарливи. Во цврста состојба, тие се топливи поради слабата интермолекуларна интеракција што ги задржува нивните молекули во кристалот и се способни за сублимација.

2. атомски

Овие супстанции се формираат од кристали, во чии јазли има атоми: (B n, C n, Si n, Gen, Se n, Te n). Поради високата јачина на ковалентните врски, тие, по правило, имаат висока цврстина, а сите промени поврзани со уништувањето на ковалентната врска во нивните кристали (топење, испарување) се изведуваат со големо трошење на енергија. Многу од овие супстанции имаат високи точки на топење и вриење, а нивната испарливост е многу мала.

Многу елементи - неметали формираат неколку едноставни супстанции - алотропни модификации. Алотропијата може да се поврзе со различен состав на молекули: кислород O 2 и озон O 3 и со различни кристални структури: алотропните модификации на јаглеродот се графит, дијамант, карабин, фулерен. Елементи - неметали со алотропни модификации: јаглерод, силициум, фосфор, арсен, кислород, сулфур, селен, телуриум.

Хемиски својства на неметали

Кај атомите на неметали доминираат оксидирачки својства, односно способност за прицврстување електрони. Оваа способност се карактеризира со вредноста на електронегативноста. Меѓу неметалите

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

електронегативноста се зголемува и оксидирачките својства се зајакнуваат.

Следи дека за едноставни материи - неметали, ќе бидат карактеристични и оксидирачките и редуцирачките својства, со исклучок на флуорот, најсилното оксидирачко средство.

1. Оксидирачки својства

а) во реакции со метали (металите секогаш се редукциони средства)

2Na + S = Na 2S (натриум сулфид)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (магнезиум нитрид)

б) при реакции со неметали лоцирани лево од овој, односно со помала вредност на електронегативност. На пример, кога фосфорот и сулфурот комуницираат, сулфурот ќе биде оксидирачки агенс, бидејќи фосфорот има помала електронегативна вредност:

2P + 5S = P 2 S 5 (фосфор V сулфид)

Повеќето неметали ќе бидат оксидирачки агенси во реакциите со водород:

H 2 + S = H 2 S

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

в) при реакции со некои сложени материи

Оксидирачки агенс - кислород, реакции на согорување

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Оксидирачко средство - хлор

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3

2KI + Cl 2 \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. Ресторативни својства

а) при реакции со флуор

S + 3F 2 = SF 6

H 2 + F 2 \u003d 2HF

Si + 2F 2 = SiF 4

б) во реакции со кислород (освен флуор)

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

в) во реакции со сложени материи - оксидирачки агенси

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. Реакции на диспропорција: истиот неметал е и оксидирачки агенс и редукционен агенс

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Општи својства на металите.

Присуството на валентни електрони слабо врзани за јадрото ги одредува општите хемиски својства на металите. Во хемиските реакции, тие секогаш дејствуваат како редукционо агенс; едноставните супстанции, металите, никогаш не покажуваат оксидирачки својства.

Добивање метали:
- обновување од оксиди со јаглерод (C), јаглерод моноксид (CO), водород (H2) или поактивен метал (Al, Ca, Mg);
- обновување од солени раствори со поактивен метал;
- електролиза на раствори или топење на метални соединенија - обновување на најактивните метали (алкали, земноалкални метали и алуминиум) со помош на електрична струја.

Во природата, металите се наоѓаат главно во форма на соединенија, само ниско-активни метали се наоѓаат во форма на едноставни супстанции (автоматски метали).

Хемиски својства на металите.
1. Интеракција со едноставни материи неметали:
Повеќето метали можат да се оксидираат со неметали како што се халогени, кислород, сулфур, азот. Но, повеќето од овие реакции бараат претходно загревање за да започне. Во иднина, реакцијата може да продолжи со ослободување на голема количина топлина, што доведува до палење на металот.
На собна температура, реакциите се можни само помеѓу најактивните метали (алкална и алкална земја) и најактивните неметали (халогени, кислород). Алкалните метали (Na, K) реагираат со кислород за да формираат пероксиди и супероксиди (Na2O2, KO2).

а) интеракција на метали со вода.
На собна температура, алкалните и земноалкалните метали комуницираат со водата. Како резултат на реакцијата на супституција, се формираат алкали (растворливи база) и водород: Метал + H2O \u003d Me (OH) + H2
Кога се загреваат, другите метали комуницираат со водата, стојат во серијата активности лево од водородот. Магнезиумот реагира со врела вода, алуминиум - по специјален површински третман, како резултат на тоа, се формираат нерастворливи бази - магнезиум хидроксид или алуминиум хидроксид - и се ослободува водород. Металите во активноста се движат од цинк (вклучително) до олово (вклучително) во интеракција со водена пареа (т.е. над 100 C), додека се формираат оксиди на соодветните метали и водород.
Металите десно од водородот во серијата активности не комуницираат со водата.
б) интеракција со оксиди:
активните метали комуницираат во реакција на супституција со оксиди на други метали или неметали, намалувајќи ги на едноставни супстанции.
в) интеракција со киселини:
Металите лоцирани лево од водородот во серијата активности реагираат со киселини за да се ослободи водород и да се формира соодветната сол. Металите десно од водородот во серијата активности не комуницираат со киселински раствори.
Посебно место заземаат реакциите на металите со азотни и концентрирани сулфурни киселини. Сите метали освен благородните (злато, платина) можат да се оксидираат со овие оксидирачки киселини. Како резултат на овие реакции, секогаш ќе се формираат соодветните соли, вода и производ на редукција на азот или сулфур, соодветно.
г) со алкалии
Металите кои формираат амфотерни соединенија (алуминиум, берилиум, цинк) се способни да реагираат со топи (со формирање на средни соли на алуминати, берилати или цинкати) или алкални раствори (со формирање на соодветните сложени соли). Сите реакции ќе произведат водород.
д) Во согласност со положбата на металот во серијата активности, можни се реакции на редукција (поместување) на помалку активен метал од раствор на неговата сол со друг поактивен метал. Како резултат на реакцијата, се формира сол на поактивна и едноставна супстанција - помалку активен метал.

Општи својства на неметали.

Има многу помалку неметали од метали (22 елементи). Меѓутоа, хемијата на неметалите е многу посложена поради поголемото полнење на надворешното енергетско ниво на нивните атоми.
Физичките својства на неметалите се поразновидни: меѓу нив се гасовити (флуор, хлор, кислород, азот, водород), течности (бром) и цврсти материи, кои во голема мера се разликуваат едни од други по точката на топење. Повеќето неметали не спроведуваат струја, но силициумот, графитот, германиумот имаат полупроводнички својства.
Гасовитите, течните и некои цврсти неметали (јод) имаат молекуларна структура на кристалната решетка, останатите неметали имаат атомска кристална решетка.
Флуор, хлор, бром, јод, кислород, азот и водород во нормални услови постојат во форма на диатомски молекули.
Многу неметални елементи формираат неколку алотропни модификации на едноставни супстанции. Значи, кислородот има две алотропни модификации - кислород О2 и озон О3, сулфурот има три алотропни модификации - ромбичен, пластичен и моноклиничен сулфур, фосфорот има три алотропни модификации - црвен, бел и црн фосфор, јаглерод - шест алотропни модификации, саѓи, , карабин, фулерен, графен.

За разлика од металите, кои покажуваат само редуцирачки својства, неметалите во реакциите со едноставни и сложени супстанции можат да дејствуваат и како редукционо и како оксидирачко средство. Неметалите според нивната активност заземаат одредено место во низата електронегативност. Флуорот се смета за најактивниот неметал. Покажува само оксидирачки својства. Кислородот е на второ место по активност, азотот на трето, потоа халогените и другите неметали. Водородот има најмала електронегативност меѓу неметалите.

Хемиски својства на неметали.

1. Интеракција со едноставни супстанции:
Неметалите комуницираат со металите. Во таква реакција, металите делуваат како редукционо средство, неметалите како оксидирачки агенс. Како резултат на реакцијата на соединението, се формираат бинарни соединенија - оксиди, пероксиди, нитриди, хидриди, соли на киселини без кислород.
Во реакциите на неметалите едни со други, повеќе електронегативен неметал покажува својства на оксидирачки агенс, помалку електронегативен - својства на редукционо средство. Како резултат на реакцијата на соединението, се формираат бинарни соединенија. Мора да се запомни дека неметалите можат да покажат променливи состојби на оксидација во нивните соединенија.
2. Интеракција со сложени супстанции:
а) со вода:
Во нормални услови, само халогените комуницираат со водата.
б) со оксиди на метали и неметали:
Многу неметали можат да реагираат на високи температури со оксиди на други неметали, намалувајќи ги на едноставни материи. Неметалите лево од сулфурот во серијата на електронегативност, исто така, можат да комуницираат со металните оксиди, намалувајќи ги металите во едноставни материи.
в) со киселини:
Некои неметали може да се оксидираат со концентрирана сулфурна или азотна киселина.
г) со алкалии:
Под дејство на алкали, некои неметали може да претрпат дисмутација, бидејќи се и оксидирачки и редукционен агенс.
На пример, при реакција на халогени со алкални раствори без загревање: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при загревање: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) со соли:
При интеракција, бидејќи се силни оксидирачки агенси, тие покажуваат редуцирачки својства.
Халогените (освен флуор) влегуваат во реакции на супституција со раствори на соли на хидрохалични киселини: поактивен халоген поместува помалку активен халоген од раствор на сол.

Хемиски својства на едноставни материи - неметали

Хемиски својства на водородот

Од гледна точка на својствата на водородот како едноставна супстанција, тој сепак има повеќе заедничко со халогените. Водородот, како и халогените, е неметал и формира диатомски молекули слично на нив (H 2 ).

Во нормални услови, водородот е гасовита, неактивна супстанција. Ниската активност на водородот се објаснува со високата јачина на врската помеѓу атомите на водород во молекулата, која бара или силно загревање или употреба на катализатори, или и двата во исто време, за да се прекине.

Интеракција на водородот со едноставни материи

со метали

Меѓу металите, водородот реагира само соалкална и алкална земја! Алкалните метали вклучуваат метали од главната подгрупа од 1-та група (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и алкалните земјени метали - металите од главната подгрупа од 2-та група, освен берилиум и магнезиум (Ca, Ср, Ба, Ра)

При интеракција со активни метали, водородот покажува оксидирачки својства, т.е. ја намалува неговата оксидациска состојба. Во овој случај, се формираат хидриди на алкални и земноалкални метали, кои имаат јонска структура. Реакцијата продолжува кога се загрева:

2Na+H 2 = 2 NaH

Ca + H 2 = CaH 2

Треба да се напомене дека интеракцијата со активни метали е единствениот случај кога молекуларниот водород H 2 е оксидирачки агенс.

со неметали

Од неметали, водородот реагира само со јаглерод, азот, кислород, сулфур, селен и халогени!

Јаглеродот треба да се разбере како графит или аморфен јаглерод, бидејќи дијамантот е исклучително инертна алотропна модификација на јаглеродот.

При интеракција со неметали, водородот може да ја врши само функцијата на редукционо средство, односно може само да ја зголеми својата оксидациска состојба:

Интеракција на водород со сложени супстанции

со метални оксиди

Водородот не реагира со метални оксиди кои се во серијата на активност на метали до алуминиум (вклучително), сепак, тој може да намали многу метални оксиди десно од алуминиумот кога се загрева:

со неметални оксиди

Од неметалните оксиди, водородот реагира кога се загрева со оксиди на азот, халогени и јаглерод. Од сите интеракции на водородот со неметалните оксиди, особено треба да се забележи неговата реакција со јаглерод моноксид CO.

Мешавина на CO и H 2 дури има свое име - „синтезен гас“, бидејќи, во зависност од условите, од него може да се добијат такви барани индустриски производи како метанол, формалдехид, па дури и синтетички јаглеводороди:

со киселини

Водородот не реагира со неоргански киселини!

Од органските киселини, водородот реагира само со незаситени киселини, како и со киселини кои содржат функционални групи способни да се редуцираат со водород, особеноалдехидни, кето или нитро групи .

со соли

Во случај на водени раствори на соли, нивната интеракција со водородот не се јавува. Меѓутоа, кога водородот се пренесува преку цврсти соли на некои метали со средна и мала активност, можно е нивно делумно или целосно намалување, на пример:

Хемиски својства на халогените

Халогените се хемиски елементи од групата VIIA (F, Cl, Br, I, At), како и едноставните супстанции што ги формираат. Во натамошниот текст, освен ако не е поинаку наведено, халогените ќе се сфаќаат како едноставни супстанции.

Сите халогени имаат молекуларна структура, што доведува до ниски точки на топење и вриење на овие супстанции. Халогените молекули се двоатомски, т.е. нивната формула во општа форма може да се запише како Hal 2 .

Халоген

Физички својства

Ф 2 Светло жолт гас со лут, иритирачки мирис

Cl 2 Жолто-зелен гас со лут, задушувачки мирис

Бр 2 Црвено-кафеава течност со лут мирис

Јас 2 Цврста супстанција со лут мирис, формирајќи црно-виолетови кристали

Треба да се забележи такво специфично физичко својство на јодот како неговата способност да сублимира или, со други зборови, сублимација. Сублимацијата е појава во која супстанцијата во цврста состојба не се топи при загревање, туку, заобиколувајќи ја течната фаза, веднаш преминува во гасовита состојба.

Како што знаете, електронегативноста на неметалите се намалува при движење надолу по подгрупата, и затоа активноста на халогените се намалува во серијата: F 2 >Кл 2 > Бр 2 > Јас 2

Интеракција на халогените со едноставни материи

Сите халогени се многу реактивни и реагираат со повеќето едноставни супстанции. Сепак, треба да се забележи дека флуорот, поради неговата исклучително висока реактивност, може да реагира дури и со оние едноставни супстанции со кои другите халогени не можат да реагираат. Ваквите едноставни материи вклучуваат кислород, јаглерод (дијамант), азот, платина, злато и некои благородни гасови (ксенон и криптон). Оние. всушност, флуорот не реагира само со одредени благородни гасови.

Останатите халогени, т.е. хлорот, бромот и јодот се исто така активни супстанции, но помалку активни од флуорот. Тие реагираат со речиси сите едноставни материи освен кислород, азот, јаглерод во форма на дијамант, платина, злато и благородни гасови.

Интеракција на халогените со неметали

водород

Кога сите халогени реагираат со водород, водородните халиди се формираат со општата формула HHal. Во исто време, реакцијата на флуор со водород започнува спонтано дури и во темница и продолжува со експлозија во согласност со равенката: H 2 + Ф 2 = 2 HF

Реакцијата на хлорот со водород може да се иницира со интензивно ултравиолетово зрачење или загревање. Истекува и со експлозија: Х 2 +Cl 2 = 2HCl

Бромот и јодот реагираат со водород само кога се загреваат, а во исто време и реакцијатасо јод е реверзибилно: Х 2 + Бр 2 = 2 HBr

фосфор

Интеракцијата на флуорот со фосфорот доведува до оксидација на фосфорот до највисока оксидациска состојба (+5). Во овој случај, се јавува формирање на фосфор пентафлуорид: 2P + 5F 2 = 2 PF 5

Кога хлорот и бромот комуницираат со фосфор, можно е да се добијат халиди на фосфор и во + 3 оксидациона состојба и во + 5 оксидациона состојба, што зависи од пропорциите на реактантите:

Во случај на бел фосфор во атмосфера на флуор, хлор или течен бром, реакцијата започнува спонтано.

Интеракцијата на фосфорот со јод може да доведе до формирање само на фосфор тријодид поради значително помалата оксидирачка способност од другите халогени:

сиво

Флуорот го оксидира сулфурот до највисока оксидациска состојба +6, формирајќи сулфур хексафлуорид:

Хлорот и бромот реагираат со сулфур, формирајќи соединенија кои содржат сулфур во оксидациски состојби кои се крајно невообичаени за него +1 и +2. Овие интеракции се многу специфични и за да се положи испитот по хемија, не е потребна способност да се запишуваат равенките на овие интеракции. Според тоа, следните три равенки се дадени како упатство:

интеракција на сулфур со хлор и бром

Интеракција на халогените со метали

Како што споменавме погоре, флуорот може да реагира со сите метали, дури и со неактивни како платина и злато:

Останатите халогени реагираат со сите метали освен платината и златото:

Реакции на халогените со сложени супстанции

Реакции на замена со халогени

Поактивни халогени, т.е. чии хемиски елементи се наоѓаат повисоко во периодниот систем, можат да поместат помалку активни халогени од хидрохаличните киселини и металните халиди што ги формираат:

Слично на тоа, бромот и јодот го менуваат сулфурот од растворите на сулфиди и или водород сулфид:

Хлорот е посилно оксидирачко средство и го оксидира водород сулфидот во неговиот воден раствор не во сулфур, туку во сулфурна киселина:

Интеракција на халогените со вода

Водата гори во флуор со син пламен во согласност со равенката на реакцијата:

Бромот и хлорот реагираат поинаку со вода отколку флуорот. Ако флуорот делувал како оксидирачки агенс, тогаш хлорот и бромот се диспропорционални во водата, формирајќи мешавина од киселини. Во овој случај, реакциите се реверзибилни:

Интеракцијата на јодот со водата продолжува до толку незначителен степен што може да се занемари и да се смета дека реакцијата воопшто не продолжува.

Интеракција на халогени со алкални раствори

Флуорот, кога е во интеракција со воден раствор на алкали, повторно делува како оксидирачки агенс:

Способноста да се напише оваа равенка не е потребна за да се положи испитот. Доволно е да се знае фактот за можноста за таква интеракција и оксидирачката улога на флуорот во оваа реакција.

За разлика од флуорот, преостанатите халогени се непропорционални во алкалните раствори, односно истовремено ја зголемуваат и намалуваат нивната оксидациска состојба. Во исто време, во случај на хлор и бром, во зависност од температурата, можен е проток во две различни насоки. Особено, на студ, реакциите се одвиваат на следниов начин:

Јодот реагира со алкали исклучиво според втората опција, т.е. со формирање на јодат, бидејќи хипојодитот не е стабилен не само кога се загрева, туку и на нормална температура, па дури и на студ:

Хемиски својства на кислородот

Хемискиот елемент кислород може да постои во форма на две алотропни модификации, т.е. формира две едноставни материи. И двете од овие супстанции имаат молекуларна структура. Еден од нив ја има формулата О 2 и го има името кислород, т.е. исто како и името на хемискиот елемент со кој се формира.

Друга едноставна супстанција формирана од кислород се нарекува озон. Озонот, за разлика од кислородот, се состои од триатомски молекули, т.е. ја има формулата О 3 .

Бидејќи главната и најчеста форма на кислород е молекуларниот кислород О 2 Пред сè, ќе ги разгледаме неговите хемиски својства.

Хемискиот елемент кислород е на второ место по електронегативност меѓу сите елементи и е втор само по флуорот. Во овој поглед, логично е да се претпостави високата активност на кислородот и присуството на речиси исклучиво оксидирачки својства во него. Навистина, списокот на едноставни и сложени супстанции со кои кислородот може да реагира е огромен. Сепак, треба да се забележи дека бидејќи постои силна двојна врска во молекулата на кислородот, повеќето реакции со кислород бараат употреба на топлина. Најчесто, потребно е силно загревање на самиот почеток на реакцијата (палење), по што многу реакции продолжуваат независно без снабдување со топлина однадвор.

Меѓу едноставните супстанции, само благородни метали (Ag, Pt, Au), халогените и инертните гасови не се оксидираат со кислород.

Сулфурот согорува во кислород за да формира сулфур диоксид:

Карактеристични хемиски својства на кислород и сулфур

Фосфор во зависност од вишокот или недостатокот на кислород, може да формира и фосфор (V) оксид и фосфор (III) оксид:

Интеракција на кислородсо азот продолжува под екстремно тешки услови, бидејќи врзувачките енергии во кислородот и особено во молекулите на азот се многу високи. За сложеноста на реакцијата придонесува и високата електронегативност на двата елементи. Реакцијата започнува само на температури над 2000 година о C и е реверзибилна:

Не сите едноставни супстанции реагираат со кислород за да формираат оксиди. Така, на пример, натриумот, гори во кислород, формира пероксид:

Најчесто, кога сложените супстанции се согоруваат во кислород, се формира мешавина од оксиди на елементите што ја формирале оригиналната супстанција. На пример:

Меѓутоа, кога органските материи што содржат азот се согоруваат во кислород, наместо азотен оксид се формира молекуларен азот N. 2 . На пример:

Кога дериватите на хлор се согоруваат во кислород, наместо хлор оксиди, се формира водород хлорид:

Хемиски својства на озонот:

Озонот е посилно оксидирачко средство од кислородот. Ова се должи на фактот дека една од врските кислород-кислород во молекулата на озонот лесно се раскинува и како резултат на тоа, се формира исклучително активен атомски кислород. Озонот, за разлика од кислородот, не бара загревање за да ги манифестира своите високи оксидирачки својства. Ја покажува својата активност на обични, па дури и ниски температури: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4О 2

Како што е наведено погоре,среброто не реагира со кислород, но реагира со озон:

2Аг+О 3 = Аг 2 О+О 2

Квалитативна реакција на присуството на озон е дека кога испитуваниот гас се поминува низ раствор на калиум јодид, се забележува формирање на јод:

2KI+O 3 + Х 2 O=I 2 ↓ + О 2 + 2 КОХ

Хемиски својства на сулфур

Сулфурот како хемиски елемент може да постои во неколку алотропни модификации. Разликувајте ромбичен, моноклиничен и пластичен сулфур. Моноклиничкиот сулфур може да се добие со бавно ладење на ромбичното топење на сулфур, додека пластиката, напротив, се добива со нагло ладење на топење на сулфур што е претходно доведено до вриење. Пластичниот сулфур има ретко својство на еластичност за неоргански материи - тој е способен реверзибилно да се протега под дејство на надворешна сила, враќајќи се во првобитната форма кога овој ефект ќе се прекине. Ромбичниот сулфур е најстабилен во нормални услови, а сите други алотропни модификации преминуваат во него со текот на времето.

Ромбичните молекули на сулфур се состојат од осум атоми, т.е. неговата формула може да се напише како S 8 . Меѓутоа, бидејќи хемиските својства на сите модификации се доста слични, за да не се отежне пишувањето на равенките на реакцијата, секој сулфур едноставно се означува со симболот S.

Сулфурот може да комуницира и со едноставни и со сложени супстанции. Во хемиските реакции, тој покажува и оксидирачки и редуцирачки својства.

Оксидирачки својства на сулфур се појавува кога е во интеракција со метали, како и со неметали формирани од атоми на помалку електронегативен елемент (водород, јаглерод, фосфор):

Како средство за намалување, сулфурот делува при интеракција со неметали формирани од повеќе електронегативни елементи (кислород, халогени), како и сложени супстанции со изразена оксидирачка функција, на пример, концентрирани сулфурни и азотни киселини:

Сулфурот исто така комуницира за време на вриење со концентрирани водени раствори на алкалии. Интеракцијата се одвива според видот на диспропорционалност, т.е. сулфурот истовремено ја намалува и ја зголемува неговата оксидациска состојба:

Хемиски својства на азот

Хемискиот елемент азот формира само една едноставна супстанција. Оваа супстанца е гасовита и е формирана од диатомски молекули, т.е. ја има формулата N 2 . И покрај фактот дека хемискиот елемент азот има висока електронегативност, молекуларниот азот Н 2 е исклучително инертна супстанција. Овој факт се должи на фактот дека во молекулата на азот се одвива исклучително силна тројна врска (N≡N). Поради оваа причина, речиси сите реакции со азот се одвиваат само на покачени температури.

Интеракција на азот со метали

Единствената супстанца што реагира со азот во нормални услови е литиумот:

Интересен е фактот што со другите активни метали, т.е. алкална и алкална земја, азотот реагира само кога се загрева:

Можна е и интеракцијата на азот со метали со средна и ниска активност (освен Pt и Au), но бара неспоредливо повисоки температури.

Интеракција на азот со неметали

Азотот реагира со водородот кога се загрева во присуство на катализатори. Реакцијата е реверзибилна, затоа, за да се зголеми приносот на амонијак во индустријата, процесот се изведува под висок притисок:

Како средство за намалување, азотот реагира со флуор и кислород. Со флуор, реакцијата се одвива под дејство на електрично празнење:

Со кислород, реакцијата се одвива под влијание на електрично празнење или на температура поголема од 2000 за C и е реверзибилна:

Од неметалите, азотот не реагира со халогени и сулфур.

Интеракцијата на азот со сложени супстанции

Како дел од училишниот курс USE, можеме да претпоставиме дека азотот не реагира со никакви сложени супстанции освен активните метални хидриди:

Хемиски својства на фосфор

Постојат неколку алотропни модификации на фосфорот, особено бел фосфор, црвен фосфор и црн фосфор.

Белиот фосфор е формиран од четири-атомски молекули P 4 , не е стабилна модификација на фосфорот. Отровни. На собна температура е мек и како восок лесно се сече со нож. Во воздухот, полека се оксидира, а поради особеностите на механизмот на таквата оксидација, свети во темнина (феноменот на хемилуминисценција). Дури и со слабо загревање, можно е спонтано палење на бел фосфор.

Од сите алотропни модификации, белиот фосфор е најактивен.

Црвениот фосфор се состои од долги молекули со променлив состав Pn. Некои извори укажуваат дека има атомска структура, но сепак е поправилно нејзината структура да се смета за молекуларна. Поради структурните карактеристики, тој е помалку активна супстанција во споредба со белиот фосфор, особено, за разлика од белиот фосфор, тој оксидира многу побавно во воздухот и бара палење за да го запали.

Црниот фосфор се состои од континуирани Pn синџири и има слоевита структура слична на онаа на графитот, поради што изгледа како него. Оваа алотропна модификација има атомска структура. Најстабилна од сите алотропни модификации на фосфор, хемиски најпасивни. Поради оваа причина, хемиските својства на фосфорот што се дискутирани подолу треба да се припишат првенствено на белиот и црвениот фосфор.

Интеракцијата на фосфорот со неметали

Реактивноста на фосфорот е поголема од онаа на азот. Значи, фосфорот може да изгори по палењето во нормални услови, формирајќи киселински оксид P 2 О 5 :

и со недостаток на кислород, фосфор (III) оксид:

Реакцијата со халогени исто така се одвива интензивно. Значи, при хлорирање и бромирање на фосфор, во зависност од пропорциите на реагенсите, се формираат фосфор трихалиди или пентахалиди:

Поради значително послабите оксидирачки својства на јодот во споредба со другите халогени, можно е да се оксидира фосфорот со јод само до состојба на оксидација од +3:

За разлика од азотот, фосфорот не реагира со водород.

Интеракцијата на фосфорот со металите

Фосфорот реагира кога се загрева со активни метали и метали со средна активност за да формира фосфиди:

Интеракцијата на фосфор со сложени супстанции

Фосфорот се оксидира со оксидирачки киселини, особено концентрирани азотни и сулфурни киселини:

интеракција на фосфор со оксидирачки киселини

Треба да знаете дека белиот фосфор реагира со водени раствори на алкалии. Сепак, поради специфичноста, сè уште не е потребна способност да се запишуваат равенките на таквите интеракции за унифицираниот државен испит по хемија.

Како и да е, за оние кои тврдат 100 поени, за сопствен мир на умот, можете да се сетите на следните карактеристики на интеракцијата на фосфор со алкални раствори на студ и кога се загрева.

На студ, интеракцијата на белиот фосфор со алкалните раствори продолжува бавно. Реакцијата е придружена со формирањегас со мирис на расипана риба - фосфин и соединенија со ретка оксидациска состојба на фосфор +1:

Кога белиот фосфор е во интеракција со концентриран алкален раствор, водородот се ослободува за време на вриење и се формира фосфит:

Хемиски својства на јаглеродот

Јаглеродот е способен да формира неколку алотропни модификации. Тоа се дијамант (најинертната алотропна модификација), графит, фулерен и карабин.

Јагленот и саѓите се аморфен јаглерод. Јаглеродот во оваа состојба нема уредена структура и всушност се состои од најмали фрагменти од слоеви на графит. Аморфниот јаглерод обработен со топла водена пареа се нарекува активен јаглен. 1 грам активен јаглен, поради присуството на многу пори во него, има вкупна површина од повеќе од триста квадратни метри! Поради неговата способност да апсорбира различни супстанции, активниот јаглерод широко се користи како полнење на филтерот, како и ентеросорбент за различни видови труење.

Од хемиска гледна точка, аморфниот јаглерод е неговата најактивна форма, графитот покажува средна активност, а дијамантот е исклучително инертна супстанција. Поради оваа причина, хемиските својства на јаглеродот разгледани подолу треба првенствено да се припишат на аморфниот јаглерод.

Намалување на својствата на јаглеродот

Како средство за намалување, јаглеродот реагира со неметали како што се кислородот, халогените и сулфурот.

Во зависност од вишокот или недостатокот на кислород, согорувањето на јаглен може да произведе јаглерод моноксид CO или јаглерод диоксид CO 2 :

Кога јаглеродот е во интеракција со флуор Јаглерод тетрафлуорид се формира:

Кога јаглеродот се загрева со сулфур се формира јаглерод дисулфид CS 2 :

Јаглеродот може да ги намали металите по алуминиумот во серијата на активности на нивните оксиди. На пример:

Исто такајаглеродот реагира и со оксиди на активни метали , сепак, во овој случај, по правило, не се забележува намалување на металот, туку формирање на неговиот карбид:

Интеракција на јаглеродот со неметални оксиди

Јаглеродот влегува во реакција на копропорционалност со јаглерод диоксид CO 2 :

Еден од најважните процеси од индустриска гледна точка е таканареченото парно реформирање на јагленот. Процесот се изведува со поминување на водена пареа низ врел јаглен. Во овој случај, се случува следната реакција:

На високи температури, јаглеродот може да намали дури и такво инертно соединение како силициум диоксид. Во овој случај, во зависност од условите, можно е формирање на силициум или силициум карбид (карборунд):

Исто така, јаглеродот како редукционен агенс реагира со оксидирачки киселини, особено со концентрирани сулфурни и азотни киселини:

Оксидирачки својства на јаглеродот

Хемискиот елемент јаглерод не е многу електронегативен, така што едноставните супстанции што ги формира ретко покажуваат оксидирачки својства во однос на другите неметали.

Пример за такви реакции е интеракцијата на аморфниот јаглерод со водородот кога се загрева во присуство на катализатор:

како и со силициум на температура од 1200-1300 за ОД:

Јаглеродот покажува оксидирачки својства во однос на металите . Јаглеродот е способен да реагира со активни метали и некои метали со средна активност. Реакциите продолжуваат кога се загреваат:

Активните метални карбиди се хидролизираат со вода:

како и раствори на неоксидирачки киселини:

Во овој случај, се формираат јаглеводороди кои содржат јаглерод во иста оксидациска состојба како и во оригиналниот карбид.

Хемиски својства на силициумот

Силиконот може да постои, како и јаглеродот во кристална и аморфна состојба, и исто како и во случајот со јаглеродот, аморфниот силициум е значително хемиски поактивен од кристалниот силициум.

Понекогаш аморфниот и кристален силикон се нарекуваат негови алотропни модификации, што, строго кажано, не е сосема точно. Аморфниот силициум во суштина е конгломерат од најмалите честички на кристален силициум случајно распоредени релативно едни на други.

Интеракција на силикон со едноставни материи

неметали

Во нормални услови, силиконот, поради неговата инертност, реагира само со флуор:

Si+2F 2 = SiF 4

Силиконот реагира со хлор, бром и јод само кога се загрева. Карактеристично е што, во зависност од активноста на халогенот, потребна е соодветно различна температура:

Сите силициум халиди лесно се хидролизираат со вода:

како и алкални раствори:

Реакцијата на силициум со кислород продолжува, но бара многу силно загревање (1200-1300 за В) поради фактот што силната оксидна фолија ја отежнува интеракцијата:

На температура од 1200-1500 за Со силиконот полека комуницира со јаглеродот во форма на графит со формирање на карборунд SiC - супстанца со атомска кристална решетка слична на дијамантот и речиси не е инфериорна во однос на неа по јачина:

Силиконот не реагира со водород.

метали

Поради ниската електронегативност, водородот може да покаже оксидирачки својства само во однос на металите. Од металите, силициумот реагира со активна (алкална и алкална земја), како и многу метали со средна активност. Како резултат на оваа интеракција, се формираат силициди: 2Mg + Si = Mg 2 Си

Силицидите на активни метали лесно се хидролизираат со вода или разредени раствори на неоксидирачки киселини:

Ова произведува гасен силилан SiH 4 – аналог на метан CH 4 .

Интеракција на силикон со сложени супстанции

Силиконот не реагира со вода дури и кога врие, но аморфниот силициум е во интеракција со прегреана водена пареа на температура од околу 400-500 за В. Ова произведува водород и силициум диоксид:

Од сите киселини, силициумот (во својата аморфна состојба) реагира само со концентрирана флуороводородна киселина:

Силиконот се раствора во концентрирани алкални раствори. Реакцијата е придружена со еволуција на водород: