Eigenschappen van eenvoudige stoffen van metalen en niet-metalen ex. Chemische eigenschappen van eenvoudige stoffen van metalen en niet-metalen

METALEN, HUN EIGENSCHAPPEN, BEREIDING, TOEPASSING. ELEKTROLYSE.

1.Reageert niet met water:

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

2. De reactie van verdund salpeterzuur met koper komt overeen met de vergelijking:

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

2) Cu + 2 HNO 3 = 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. Vergelijk de processen die plaatsvinden op de elektroden tijdens de elektrolyse van de smelt en natriumchloride-oplossing.

4. Tijdens elektrolyse van AgNO-oplossing: 3 aan de kathode wordt vrijgegeven:

1) zilver 2) waterstof 3) zilver en waterstof 4) zuurstof en waterstof

5. Tijdens de elektrolyse van een kaliumchloride-oplossing aan de kathode gebeurt het volgende:

1) waterreductie 2) wateroxidatie

3) reductie van kaliumionen 4) oxidatie van chloor

6. Welk proces vindt plaats op de koperanode tijdens de elektrolyse van natriumbromide-oplossing?

1) oxidatie van water 2) oxidatie van broomionen

3) oxidatie van koper 4) reductie van koper

7. Een reactie is mogelijk tussen:

1) Ag en K 2 SO 4 (oplossing) 2) Zn en KCl (oplossing)

3) Mg en SnCl 2 (oplossing) 4) Ag en CuSO 4 (oplossing)

8. In welke volgorde worden deze metalen hersteld tijdens de elektrolyse van oplossingen van hun zouten?

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

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

9. Met geconcentreerde HNO 3 zonder verwarming heeft geen interactie:

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

10. Salpeterzuur hoopt zich op in de elektrolyseur wanneer een elektrische stroom door een waterige oplossing wordt geleid

1) calciumnitraat 2) zilvernitraat 3) aluminiumnitraat 4) cesiumnitraat

11. Van de onderstaande metalen is de meest actieve:

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

12. IJzer reageert met elk van de twee stoffen:

1) natriumchloride en stikstof 2) zuurstof en chloor

3) aluminiumoxide en kaliumcarbonaat 4) water en aluminiumhydroxide

13. Elk van de twee metalen reageert met water bij kamertemperatuur:

1) barium en koper 2) aluminium en kwik 3) calcium en lithium 4) zilver en natrium

14. Bij het samensmelten van aluminium met natriumhydroxide ontstaan ​​de volgende vormen:

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

15.Met verdunde HNO 3 zonder verwarming heeft geen interactie:

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

16. Waterstof wordt niet verdrongen uit zuren:

1) chroom 2) ijzer 3) koper 4) zink

17. Koper lost op in een verdunde waterige zuuroplossing:

1) zwavelzuur 2) zoutzuur 3) stikstof 4) waterstoffluoride

18. Koperproducten die in contact komen met lucht worden geleidelijk bedekt met een groene coating, het hoofdbestanddeel

Het onderdeel daarvan is:

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

19. Bij het verwarmen van magnesium in een stikstofatmosfeer:

1) de reactie gaat niet door 2) magnesiumnitride wordt gevormd

3) magnesiumnitriet wordt gevormd 4) magnesiumnitraat wordt gevormd

20. Bij normale temperatuur, magnesiumheeft geen interactie Met:

Water

B) alkalische oplossingen:

B) verdund H 2 SO 4 en HNO 3

D) geconcentreerd H 2 SO 4 en HNO 3

D) grijs

Antwoord:

21. Bij kamertemperatuur interageert chroom met:

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

Antwoord: ____________________. (Schrijf de corresponderende letters in alfabetische volgorde.)

22. Bij elektrolyse van een waterige oplossing van KI niet gevormd:

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

23. Een stof waaruit identieke producten worden gevormd tijdens de elektrolyse van een waterige oplossing en een smelt heeft

Formule:

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

24. Bij de elektrolyse van een waterige oplossing komen aan de kathode en anode gasvormige stoffen vrij:

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

25. Bij elektrolyse van Cr-oplossing 2 (SO 4) 3 aan de kathode wordt vrijgegeven:

1) zuurstof 2) waterstof en chroom 3) chroom 4) zuurstof en chroom 26. Twee inerte elektroden werden neergelaten in een glas dat een mengsel van waterige oplossingen van zouten met dezelfde concentratie bevatte

Cii AgNO 3, Cu (NO 3) 2, Hg (NO 3) 2, NaNO 3 ... Deeltjes worden eerst hersteld tijdens elektrolyse:

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

27. Bij elektrolyse van een verdunde waterige oplossing van Ni (NO 3 ) 2 aan de kathode wordt vrijgegeven:

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

28. Salpeterzuur hoopt zich op in de elektrolyseur wanneer een elektrische stroom door een waterige oplossing wordt geleid

1) kaliumnitraat 2) aluminiumnitraat 3) magnesiumnitraat 4) kopernitraat

29. Zuurstofontwikkeling vindt plaats tijdens de elektrolyse van een waterige zoutoplossing:

30. Wanneer elektrolyse van een waterige oplossing van zilvernitraat aan de kathode wordt gevormd:

1) Ag 2) NEE 2 3) NEE 4) H 2

31. Calcium in de industrie wordt verkregen:

1) elektrolyse van CaCl-oplossing 2 2) elektrolyse van CaCl-smelt 2

3) elektrolyse van Ca (OH) -oplossing 2 4) de werking van een actiever metaal op waterige oplossingen van zouten

32. Tijdens de elektrolyse van een natriumjodide-oplossing aan de kathode, kleurt de lakmoes in de oplossing:

1) rood 2) blauw 3) paars 4) geel

33. Tijdens de elektrolyse van een waterige oplossing van kaliumnitraat komt aan de anode vrij:

1) О 2 2) NEE 2 3) N 2 4) H 2

34. Waterstof wordt gevormd tijdens de elektrolyse van een waterige oplossing:

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

35. Wanneer lithium een ​​interactie aangaat met water, wordt waterstof gevormd en:

1) oxide 2) peroxide 3) hydride 4) hydroxide

36. Metaaleigenschappen worden het zwakst uitgedrukt in:

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

37. Zijn de volgende oordelen over alkalimetalen juist?

A. In alle verbindingen hebben ze een oxidatietoestand van +1.

B. Met niet-metalen vormen ze verbindingen met ionische bindingen.

1) alleen A is waar 2) alleen B is waar

3) beide uitspraken zijn waar 4) beide uitspraken zijn niet waar

38. Bij kamertemperatuur interageert chroom met:

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

39. Wanneer chroom interageert met zoutzuur, worden de volgende gevormd:

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

40. Koper heeft geen interactie Met:

1) verdund HNO 3 2) geconcentreerd HNO 3

3) verdund HCl 4) geconcentreerd H 2 ZO 4

41. Welke van de metalen? verdringt niet waterstof uit verdund zwavelzuur?

1) ijzer 2) chroom 3) koper 4) zink

42. Reageert het heftigst met water:

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

43. Reageert onder normale omstandigheden met water:

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

44. Als gevolg van de reactie van calcium met water:

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

45. Chemische reactie gebeurt niet tussen:

1) Zn en HCl 2) Al en HCl 3) Mg en H 2 SO 4 (ontleding) 4) Ag en H 2 SO 4 (ontleding)

46. ​​​​Hydrochloorzuur reageert met:

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

47. Voor aluminium, onder normale omstandigheden, interactie met:

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

Antwoord: ____________________. (Schrijf de corresponderende letters in alfabetische volgorde.)

48. Breng een overeenkomst tot stand tussen de uitgangsmaterialen en de producten van redoxreacties.

OORSPRONKELIJKE STOFFEN REACTIES PRODUCTEN

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

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

E) FeCl3 + H2

E) FeCl 3

49. Schrijf de vergelijkingen voor de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van water

Een oplossing van koper (II) sulfaat op inerte elektroden.

50. Schrijf de vergelijkingen van de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van een waterige oplossing

Bariumchloride op inerte elektroden.

51. Schrijf de vergelijkingen van de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van een waterige oplossing

Kaliumjodide op inerte elektroden.

52. Schrijf de vergelijkingen van de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van een waterige oplossing

Zwavelzuur op inerte elektroden.

53. Schrijf de vergelijkingen voor de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van een waterige oplossing

Lithiumbromide op inerte elektroden.

54. Onder normale omstandigheden reageert calcium met:

1) zuurstof 2) koolstof 3) zwavel 4) stikstof

55. Schrijf de vergelijkingen van de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van een waterige oplossing

Kaliumnitraat op inerte elektroden.

56. Schrijf de vergelijkingen van de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van een waterige oplossing

Natriumsulfaat op inerte elektroden.

57. Bij normale temperaturen reageert koper met:

1) water 2) zuurstof 3) zoutzuur 4) salpeterzuur

58. Schrijf de vergelijkingen van de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van een waterige oplossing

Kaliumhydroxide op inerte elektroden.

59. In verdund zwavelzuur lost op:

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

60. Schrijf de vergelijkingen van de reacties die plaatsvinden aan de kathode en anode, en de algemene vergelijking voor de elektrolyse van een waterige oplossing

Salpeterzuur op inerte elektroden.

61. Bij verhitting reageert koper met:

1) waterstof 2) waterstofsulfidezuur

Video-tutorial 1: Anorganische scheikunde. Metalen: alkali, aardalkali, aluminium

Video-tutorial 2: Overgangsmetalen

Lezing: Typische chemische eigenschappen en productie van eenvoudige stoffen - metalen: alkali, aardalkali, aluminium; overgangselementen (koper, zink, chroom, ijzer)

Chemische eigenschappen van metalen

Alle metalen in chemische reacties manifesteren zich als reductiemiddelen. Ze scheiden gemakkelijk met valentie-elektronen en oxideren daarbij. Laten we niet vergeten dat hoe meer naar links het metaal zich in de elektrochemische reeks van spanning bevindt, hoe krachtiger een reductiemiddel is. Daarom is lithium de sterkste, goud de zwakste en vice versa, is goud het sterkste oxidatiemiddel en is lithium het zwakste.

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 metalen verdringen andere metalen uit de zoutoplossing, d.w.z. herstel ze. Alles behalve alkalische en alkalische aarde, omdat ze in wisselwerking staan ​​​​met water. Metalen die zich vóór H bevinden, verdringen het uit oplossingen van verdunde zuren en lossen er zelf in op.

Laten we eens kijken naar enkele van de algemene chemische eigenschappen van metalen:

• De interactie van metalen met zuurstof vormt basische (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O, enz.) of amfotere (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, enz.) oxiden.
• De interactie van metalen met halogenen (de belangrijkste subgroep van groep VII) vormt waterstofhalogeniden (HF - waterstoffluoride, HCl - waterstofchloride, enz.).
• De interactie van metalen met niet-metalen vormt zouten (chloriden, sulfiden, nitriden, enz.).
• De interactie van metalen met metalen vormt intermetallische verbindingen (MgB 2, NaSn, Fe 3 Ni, enz.).
• De interactie van actieve metalen met waterstof vormt hydriden (NaH, CaH 2, KH, enz.).
• De interactie van alkali- en aardalkalimetalen met water vormt alkaliën (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2, enz.).
• De interactie van metalen (alleen die in de elektrochemische reeks tot H) met zuren vormt zouten (sulfaten, nitrieten, fosfaten, enz.). Houd er rekening mee dat metalen nogal terughoudend reageren met zuren, terwijl ze bijna altijd een interactie aangaan met basen en zouten. Om de reactie van een metaal met een zuur te laten plaatsvinden, is het noodzakelijk dat het metaal actief is en het zuur sterk.

Chemische eigenschappen van alkalimetalen

De volgende chemische elementen behoren tot de groep van alkalimetalen: lithium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb), cesium (Cs), francium (Fr). Als ze van boven naar beneden gaan in groep I van het periodiek systeem, nemen hun atomaire stralen toe, wat betekent dat hun metallische en reducerende eigenschappen toenemen.

Overweeg de chemische eigenschappen van alkalimetalen:

• Ze hebben geen tekenen van amfoteriteit, omdat ze negatieve waarden van elektrodepotentialen hebben.
• Het sterkste reductiemiddel van alle metalen.
• De verbindingen vertonen slechts een oxidatietoestand van +1.
• Door een enkel valentie-elektron af te staan, worden de atomen van deze chemische elementen omgezet in kationen.
• Vorm talrijke ionische verbindingen.
• Bijna iedereen lost op in water.

Interactie van alkalimetalen met andere elementen:

1. Met zuurstof vormt het individuele verbindingen, dus het oxide vormt alleen lithium (Li 2 O), natrium vormt peroxide (Na 2 O 2) en kalium, rubidium en cesium - superoxiden (KO 2, RbO 2, CsO 2).

2. Met water, vorming van logen en waterstof. Onthoud dat deze reacties explosief zijn. Alleen lithium reageert zonder explosie met water:

2Li + 2Н 2 О → 2LiO Н + Н 2.

3. Met halogenen, vormende halogeniden (NaCl - natriumchloride, NaBr - natriumbromide, NaI - natriumjodide, enz.).

4. Met waterstof bij verhitting, vorming van hydriden (LiH, NaH, enz.)

5. Met zwavel bij verhitting, vorming van sulfiden (Na 2 S, K 2 S, enz.). Ze zijn kleurloos en gemakkelijk oplosbaar in water.

6. Met fosfor bij verhitting, onder vorming van fosfiden (Na 3 P, Li 3 P, enz.), zijn ze erg gevoelig voor vocht en lucht.

7. Met koolstof vormen carbiden bij verhitting alleen lithium en natrium (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), terwijl kalium, rubidium en cesium geen carbiden vormen, ze vormen binaire verbindingen met grafiet (C 8 Rb, C 8 Cs, enz.) ...

8. Onder normale omstandigheden reageert alleen lithium met stikstof, waarbij nitride Li 3 N wordt gevormd, met de rest van de alkalimetalen, de reactie is alleen mogelijk bij verhitting.

9. Ze reageren explosief met zuren, daarom is het uitvoeren van dergelijke reacties erg gevaarlijk. Deze reacties zijn dubbelzinnig, omdat het alkalimetaal actief reageert met water, waarbij een alkali wordt gevormd, dat vervolgens wordt geneutraliseerd met een zuur. Dit creëert concurrentie tussen alkali en zuur.

10. Met ammoniak vormen amiden - analogen van hydroxiden, maar sterkere basen (NaNH 2 - natriumamide, KNH 2 - kaliumamide, enz.).

11. Met alcoholen, vormende alcoholaten.

Francium is een radioactief alkalimetaal, een van de zeldzaamste en minst stabiele van alle radioactieve elementen. De chemische eigenschappen ervan worden niet goed begrepen.

Om alkalimetalen te verkrijgen, wordt voornamelijk elektrolyse van smelten van hun halogeniden gebruikt, meestal chloriden, die natuurlijke mineralen vormen:

• 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.

Chemische eigenschappen van aardalkalimetalen

Aardalkalimetalen omvatten elementen van de hoofdsubgroep van groep II: calcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba), radium (Ra). De chemische activiteit van deze elementen neemt op dezelfde manier toe als die van alkalimetalen, d.w.z. met een verhoging naar beneden in de subgroep.

Chemische eigenschappen van aardalkalimetalen:

De structuur van de valentieschillen van de atomen van deze elementen is ns 2.

• Door twee valentie-elektronen af ​​te staan, worden de atomen van deze chemische elementen omgezet in kationen.
• De verbindingen vertonen een oxidatietoestand van +2.
• De ladingen van atoomkernen zijn één eenheid hoger dan die van alkalische elementen uit dezelfde periode, wat leidt tot een afname van de straal van de atomen en een toename van de ionisatiepotentialen.

Interactie van aardalkalimetalen met andere elementen:

1. Met zuurstof vormen alle aardalkalimetalen, behalve barium, oxiden, barium vormt peroxide BaO 2. Van deze metalen hebben beryllium en magnesium, bedekt met een dunne beschermende oxidefilm, alleen een interactie met zuurstof bij een zeer hoge t. Basische oxiden van aardalkalimetalen reageren met water, met uitzondering van berylliumoxide BeO, dat amfotere eigenschappen heeft. De reactie van calciumoxide en water wordt de blusreactie genoemd. Als het reagens CaO is, wordt ongebluste kalk gevormd, als Ca (OH) 2 gebluste kalk. Ook basische oxiden reageren met zure oxiden en zuren. Bijvoorbeeld:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Met water vormen aardalkalimetalen en hun oxiden hydroxiden - witte kristallijne stoffen die, in vergelijking met alkalimetaalhydroxiden, minder oplosbaar zijn in water. Aardalkalimetaalhydroxiden zijn alkaliën, behalve amfoteer Be (OH ) 2 en zwakke basis Mg (OH) 2. Omdat beryllium niet reageert met water, is Be (OH ) 2 kan met andere methoden worden verkregen, bijvoorbeeld door hydrolyse van nitride:

• Wees 3 N 2+ 6H 2 O → 3 Zijn (OH) 2+ 2N H3

3. Onder normale omstandigheden reageer ik met halogenen, behalve beryllium. De laatste reageert alleen bij hoge t. Er worden halogeniden gevormd (MgI 2 - magnesiumjodide, CaI 2 - calciumjodide, CaBr 2 - calciumbromide, enz.).

4. Alle aardalkalimetalen, behalve beryllium, reageren bij verhitting met waterstof. Er worden hydriden gevormd (BaH 2, CaH 2, enz.). Voor de reactie van magnesium met waterstof is naast een hoge t ook een verhoogde waterstofdruk vereist.

5. Vorm sulfiden met zwavel. Bijvoorbeeld:

• Ca + S → aS.

Sulfiden worden gebruikt om zwavelzuur en de bijbehorende metalen te produceren.

6. Vorm nitriden met stikstof. Bijvoorbeeld:

• 3Zijn + N2 → Wees 3 N 2.

7. Met zuren, vormende zouten van het overeenkomstige zuur en waterstof. Bijvoorbeeld:

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

Deze reacties verlopen op dezelfde manier als bij alkalimetalen.

Aardalkalimetalen verkrijgen:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al 2 O 3

• CaCl 2 → Ca + Cl 2

Chemische eigenschappen van aluminium

Aluminium is een actief, licht metaal, op nummer 13 in de tabel. De meest voorkomende van alle metalen in de natuur. En van de chemische elementen neemt het de derde positie in qua distributie. Hoge hitte en elektrische geleider. Bestand tegen corrosie, omdat het is bedekt met een oxidefilm. Het smeltpunt is 660 0 .

Overweeg de chemische eigenschappen en interactie van aluminium met andere elementen:

1. In alle verbindingen bevindt aluminium zich in de oxidatietoestand +3.

2. Het vertoont reducerende eigenschappen in bijna alle reacties.

3. Amfoteer metaal vertoont zowel zure als basische eigenschappen.

4. Herstelt veel metalen uit oxiden. Deze methode om metalen te verkrijgen wordt alumothermie genoemd. Een voorbeeld van het verkrijgen van chroom:

2Al + Cr 2 О 3 → Al 2 О 3 + 2Cr.

5. Reageert met alle verdunde zuren om zouten te vormen en waterstof te ontwikkelen. Bijvoorbeeld:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2;

2Al + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

In geconcentreerd HNO 3 en H 2 SO 4 wordt aluminium gepassiveerd. Hierdoor is het mogelijk deze zuren op te slaan en te vervoeren in containers van aluminium.

6. Werkt samen met alkaliën, omdat ze de oxidefilm oplossen.

7. Werkt samen met alle niet-metalen behalve waterstof. Om de reactie met zuurstof uit te voeren, is fijngemalen aluminium nodig. De reactie is alleen mogelijk bij hoge t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

In termen van het thermische effect is deze reactie exotherm. Interactie met zwavel vormt aluminiumsulfide Al 2 S 3, met fosforfosfide AlP, met stikstofnitride AlN, met koolstofcarbide Al 4 C 3.

8. Interageert met andere metalen om aluminiden te vormen (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7, enz.).

Metallisch aluminium wordt verkregen door elektrolyse van een oplossing van aluminiumoxide Al 2 O 3 in gesmolten kryoliet Na 2 AlF 6 bij 960-970 ° C.

• 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2.
  

Chemische eigenschappen van overgangselementen

Overgangselementen omvatten elementen van secundaire subgroepen van het periodiek systeem. Denk aan de chemische eigenschappen van koper, zink, chroom en ijzer.

Chemische eigenschappen van koper

1. In de elektrochemische rij bevindt het zich rechts van H, daarom is dit metaal inactief.

2. Zwak reductiemiddel.

3. In verbindingen vertoont het oxidatietoestanden +1 en +2.

4. Reageert met zuurstof bij verhitting en vormt:

• koper(I)oxide 2Cu + O 2 → 2CuO(bij t 400 0 C)
• of koper(II)oxide: 4Cu + O 2 → 2Cu 2 O(bij t 200 0 C).

Oxiden hebben basiseigenschappen. Bij verhitting in een inerte atmosfeer disproportioneert Cu20: Cu 2 O → CuO + Cu... Koper(II)oxide CuO vormt bij reacties met alkaliën cupraten, bijvoorbeeld: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Koperhydroxide Cu (OH) 2 is amfoteer, de belangrijkste eigenschappen daarin overheersen. Het lost gemakkelijk op in zuren:

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

en in geconcentreerde oplossingen van alkaliën met moeite:

• Сu (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

6. De interactie van koper met zwavel onder verschillende temperatuuromstandigheden vormt ook twee sulfiden. Bij verhitting tot 300-400 0 in vacuüm wordt koper (I) sulfide gevormd:

• 2Cu + S → Cu2S.

Bij kamertemperatuur kan door het oplossen van zwavel in waterstofsulfide koper (II) sulfide worden verkregen:

• Cu + S → CuS.

7. Van halogenen interageert het met fluor, chloor en broom, waarbij halogeniden (CuF 2, CuCl 2, CuBr 2) en jodium worden gevormd, waarbij koper (I) jodide CuI wordt gevormd; heeft geen interactie met waterstof, stikstof, koolstof, silicium.

8. Het reageert niet met zuren - niet-oxidanten, omdat ze alleen metalen oxideren die zich vóór waterstof in de elektrochemische reeks bevinden. Dit chemische element reageert met zuren - oxidatiemiddelen: verdund en geconcentreerd salpeterzuur en geconcentreerd zwavelzuur:

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

Cu + 4HNO 3 (conc) → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20;

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

9. In wisselwerking met zouten verdringt koper uit hun samenstelling de metalen die zich rechts ervan in de elektrochemische reeks bevinden. Bijvoorbeeld,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Hier zien we dat koper in oplossing ging en ijzer (III) werd gereduceerd tot ijzer (II). Deze reactie is van groot praktisch belang en wordt gebruikt voor het verwijderen van op plastic gespoten koper.

Chemische eigenschappen van zink

2. Beschikt over uitgesproken herstellende eigenschappen en amfotere eigenschappen.

3. In verbindingen vertoont het een oxidatietoestand van +2.

4. In lucht is het bedekt met een ZnO-oxidefilm.

5. Interactie met water is mogelijk bij een temperatuur van rode hitte. Als gevolg hiervan worden zinkoxide en waterstof gevormd:

• Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

6. Reageert met halogenen, waarbij halogeniden worden gevormd (ZnF 2 - zinkfluoride, ZnBr 2 - zinkbromide, ZnI 2 - zinkjodide, ZnCl 2 - zinkchloride).

7. Met fosfor vormt fosfiden Zn 3 P 2 en ZnP 2.

8. Met grijze ZnS-chalcogenide.

9. Reageert niet direct met waterstof, stikstof, koolstof, silicium en boor.

10. Reageert met niet-oxiderende zuren, vormt zouten en verdringt waterstof. Bijvoorbeeld:

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

Het reageert ook met zuren - oxidatiemiddelen: met conc. zwavelzuur vormt zinksulfaat en zwaveldioxide:

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

11. Reageert actief met alkaliën, aangezien zink een amfoteer metaal is. Vormt tetrahydroxozinkaten met alkalische oplossingen en geeft waterstof af:

• Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

Op zinkkorrels verschijnen na reactie gasbellen. Met watervrije alkaliën, wanneer fusie, zinkaten vormt en waterstof vrijgeeft:

• Zn + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2.

Chemische eigenschappen van chroom

2.

3. Vormt gekleurde verbindingen.

4. In verbindingen vertoont het oxidatietoestanden +2 (basisch oxide CrO zwart), +3 (amfoteer oxide Cr 2 O 3 en hydroxide Cr (OH) 3 groen) en +6 (zuur chroom (VI) oxide CrO 3 en zuren: chroom H 2 CrO 4 en twee-chroom H 2 Cr 2 O 7, enz.).

5. Het interageert met fluor bij t 350-400 0 C, vorming van chroom (IV) fluoride:

• Cr + 2F 2 → CrF 4.

6. Met zuurstof, stikstof, boor, silicium, zwavel, fosfor en halogenen bij t 600 0 C:

• verbinding met zuurstof vormt chroom (VI) oxide CrO 3 (donkerrode kristallen),
• verbinding met stikstof - chroomnitride CrN (zwarte kristallen),
• verbinding met boor - chroomboride CrB (gele kristallen),
• verbinding met silicium - chroomsilicide CrSi,
• verbinding met koolstof - chroomcarbide Cr 3 C 2.

7. Het reageert met waterdamp, in een gloeiende toestand, vorming van chroom (III) oxide en waterstof:

• 2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2 .

8. Het reageert niet met alkalische oplossingen, maar het reageert langzaam met hun smelten en vormt chromaten:

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

9. Het lost op in verdunde sterke zuren en vormt zouten. Als de reactie in lucht plaatsvindt, worden Cr 3+-zouten gevormd, bijvoorbeeld:

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

• Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2.

10. Met geconcentreerd zwavelzuur en salpeterzuur, evenals met koningswater, reageert het alleen bij verhitting, omdat bij lage t passiveren deze zuren chroom. Reacties met zuren bij verhitting zien er als volgt uit:

2Сr + 6Н 2 SO 4 (conc) → Сr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6Н 2 О

Cr + 6НNО 3 (conc) → Сr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О

Chroom(II)oxide CrO- vast, zwart of rood, onoplosbaar in water.

Chemische eigenschappen:

• Beschikt over basis- en regenererende eigenschappen.
• Bij verhitting tot 100 0 C in lucht wordt het geoxideerd tot Cr 2 O 3 - chroom (III) oxide.
• Het is mogelijk om chroom te reduceren met waterstof uit dit oxide: CrO + H 2 → Cr + H 2 O of cokes: CrO + C → Cr + CO.
• Reageert met zoutzuur, waarbij waterstof vrijkomt: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
• Reageert niet met alkaliën, verdunde zwavel- en salpeterzuren.

Chroom (III) oxide Cr 2 O 3- een vuurvaste stof, donkergroen van kleur, onoplosbaar in water.

Chemische eigenschappen:

• Beschikt over amfotere eigenschappen.
• Hoe reageert het basische oxide met zuren: Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Hoe zuur oxide interageert met alkaliën: Cr 2 O 3 + 2KON → 2KCrO 3 + H 2 O.
• Sterke oxidanten oxideren Cr 2 O 3 tot chromaat H 2 CrO 4.
• Sterke reductiemiddelen herstellenCr uit Cr2O 3.

Chroom (II) hydroxide Cr (OH) 2 - een gele of bruine vaste stof, slecht oplosbaar in water.

Chemische eigenschappen:

• Zwakke basis, met basiseigenschappen.
• In aanwezigheid van vocht in de lucht wordt het geoxideerd tot Cr (OH) 3 - chroom (III) hydroxide.
• Reageert met geconcentreerde zuren om blauwe chroom(II)zouten te vormen: Cr (OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O.
• Reageert niet met alkaliën en verdunde zuren.

Chroom (III) hydroxide Cr (OH) 3 - een grijsgroene stof die niet oplost in water.

Chemische eigenschappen:

• Beschikt over amfotere eigenschappen.
• Hoe reageert het basische hydroxide met zuren: Cr (OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Hoe zuurhydroxide interageert met alkaliën: Cr (OH) 3 + 3NaОН → Na 3 [Cr (OH) 6].

Chemische eigenschappen van ijzer

1. Een zeer reactief actief metaal.

2. Beschikt over reducerende eigenschappen, evenals uitgesproken magnetische eigenschappen.

3. In verbindingen vertoont het basische oxidatietoestanden +2 (met zwakke oxidanten: S, I, HCl, zoutoplossingen), +3 (met sterke oxidanten: Br en Cl) en minder karakteristieke +6 (met O en H 2 O). In zwakke oxidanten neemt ijzer een oxidatietoestand aan van +2, in sterkere, +3. De oxidatietoestand +2 komt overeen met zwart oxide FeO en groen hydroxide Fe (OH) 2, die basiseigenschappen hebben. De oxidatietoestand +3 komt overeen met het roodbruine oxide Fe 2 O 3 en bruin hydroxide Fe (OH) 3, die zwak uitgedrukte amfotere eigenschappen hebben. Fe (+2) is een zwak reductiemiddel en Fe (+3) is vaker een zwak oxidatiemiddel. Wanneer de redoxomstandigheden veranderen, kunnen de oxidatietoestanden van ijzer met elkaar veranderen.

• 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Reageert met halogenen bij verhitting:

• verbinding met chloor vormt ijzer (III) chloride FeCl 3,
• verbinding met broom - ijzer (III) bromide FeBr 3,
• verbinding met jodium - ijzer (II, III) jodide Fe 3 I 8,
• verbinding met fluor - ijzer (II) fluoride FeF 2, ijzer (III) fluoride FeF 3.

• verbinding met zwavel vormt ijzer (II) sulfide FeS,
• verbinding met stikstof - ijzernitride Fe 3 N,
• verbinding met fosfor - fosfiden FeP, Fe 2 P en Fe 3 P,
• verbinding met silicium - ijzersilicide FeSi,
• verbinding met koolstof - ijzercarbide Fe 3 C.

9. Het reageert niet met alkalische oplossingen, maar reageert langzaam met alkalismelten, die sterke oxidatiemiddelen zijn:

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

10. Herstelt metalen in de elektrochemische rij rechts:

• Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

• 3Fe 2 O 3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4,
• Fe 3 O 4 + CO → CO2 + 3FeO,
• FeO + CO → CO2 + Fe.

IJzer(II)oxide FeO - een zwarte kristallijne stof (wustite), die niet oplost in water.

Chemische eigenschappen:

• Beschikt over basiseigenschappen.
• Reageert met verdund zoutzuur: FeO + 2HCl → FeCl2 + H20.
• Reageert met geconcentreerd salpeterzuur:FeO + 4HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
• Reageert niet met water en zouten.
• Met waterstof bij t 350 0 C wordt het gereduceerd tot puur metaal: FeO + H 2 → Fe + H 2 O.
• Het wordt ook gereduceerd tot puur metaal in combinatie met cokes: FeO + C → Fe + CO.
• Dit oxide kan op verschillende manieren worden verkregen, een daarvan is het verhitten van Fe bij lage druk O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

IJzer(III)oxideFe 2 O 3- poeder met een bruine kleur (hematiet), een stof die onoplosbaar is in water. Andere namen: ijzeroxide, rood lood, kleurstof E172, enz.

Chemische eigenschappen:

• Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
• Reageert niet met alkalische oplossingen, reageert met hun smelten en vormt ferrieten: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O.
• Bij verhitting met waterstof vertoont het oxiderende eigenschappen: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.

IJzeroxide (II, III) Fe 3 O 4 of FeO Fe 2 O 3 - een grijszwarte vaste stof (magnetiet, magnetisch ijzererts), een stof die niet oplost in water.

Chemische eigenschappen:

• Ontleedt bij verwarming meer dan 1500 0 : 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
• Reageert met verdunde zuren: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
• Reageert niet met alkalische oplossingen, reageert met hun smelten: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
• Bij reactie met zuurstof wordt het geoxideerd: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
• Met waterstof wordt het bij verhitting gereduceerd:Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O.
• Het wordt ook verminderd in combinatie met koolmonoxide: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

IJzer (II) hydroxide Fe (OH) 2 - witte, zelden groenachtige kristallijne substantie, onoplosbaar in water.

Chemische eigenschappen:

• Het heeft amfotere eigenschappen met een overwicht van basische eigenschappen.
• Het komt in de reactie van neutralisatie van het niet-oxiderende zuur en toont de belangrijkste eigenschappen: Fe (OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O.
• Bij interactie met salpeterzuur of geconcentreerd zwavelzuur vertoont het reducerende eigenschappen en vormt het ijzer(III)zouten: 2Fe (OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
• Bij verhitting reageert het met geconcentreerde alkalische oplossingen: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

IJzerhydroxide (I I I) Fe (OH) 3- bruine kristallijne of amorfe stof, onoplosbaar in water.

Chemische eigenschappen:

• Het heeft milde amfotere eigenschappen met een overwicht van de belangrijkste.
• Reageert gemakkelijk met zuren: Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O.
• Vormt hexahydroxoferraten (III) met geconcentreerde alkalische oplossingen: Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3.
• Vormt ferraten met alkalismelten:2Fe (OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• In een alkalisch medium met sterke oxidatiemiddelen vertoont het reducerende eigenschappen: 2Fe (OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

Alle chemische elementen zijn onderverdeeld in: metalen en niet-metalen afhankelijk van de structuur en eigenschappen van hun atomen. Ook worden eenvoudige stoffen gevormd door elementen ingedeeld in metalen en niet-metalen, op basis van hun fysische en chemische eigenschappen.

In het periodiek systeem van chemische elementen D.I. De niet-metalen van Mendelejev bevinden zich diagonaal: boor - astatine en daarboven in de belangrijkste subgroepen.

Voor metaalatomen zijn relatief grote stralen en een klein aantal elektronen op het buitenste niveau van 1 tot 3 kenmerkend (uitzondering: germanium, tin, lood - 4; antimoon en bismut - 5; polonium - 6 elektronen).

Niet-metalen atomen daarentegen worden gekenmerkt door kleine atoomstralen en het aantal elektronen op het buitenste niveau van 4 tot 8 (met uitzondering van boor, het heeft drie van dergelijke elektronen).

Vandaar de neiging van metaalatomen om externe elektronen op te geven, d.w.z. reducerende eigenschappen, en voor niet-metalen atomen - de wens om elektronen te ontvangen die ontbreken tot een stabiel niveau van acht elektronen, d.w.z. oxiderende eigenschappen.

metalen

In metalen is er een metalen binding en een metalen kristalrooster. Op de roosterplaatsen bevinden zich positief geladen metaalionen, gebonden door middel van gesocialiseerde externe elektronen die tot het gehele kristal behoren.

Dit bepaalt alle belangrijke fysische eigenschappen van metalen: metaalglans, elektrische en thermische geleidbaarheid, plasticiteit (het vermogen om onder invloed van buitenaf van vorm te veranderen) en enkele andere kenmerken van deze klasse van eenvoudige stoffen.

Metalen van groep I van de hoofdsubgroep worden alkalimetalen genoemd.

Groep II metalen: calcium, strontium, barium - aardalkali.

Chemische eigenschappen van metalen

Bij chemische reacties vertonen metalen alleen reducerende eigenschappen, d.w.z. hun atomen doneren elektronen, wat resulteert in positieve ionen.

1. Interactie met niet-metalen:

a) zuurstof (met vorming van oxiden)

Alkali- en aardalkalimetalen oxideren gemakkelijk onder normale omstandigheden, daarom worden ze bewaard onder een laag vaseline of kerosine.

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2Ca + O 2 = 2CaO

Let op: wanneer natrium interageert - wordt peroxide gevormd, kalium - superoxide

2Na + O 2 = Na 2 O 2, K + O2 = KO2

en de oxiden worden verkregen door het peroxide te calcineren met het overeenkomstige metaal:

2Na + Na 2 O 2 = 2Na 2 O

IJzer, zink, koper en andere minder actieve metalen oxideren langzaam in lucht en actief bij verhitting.

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (een mengsel van twee oxiden: FeO en Fe 2 O 3)

2Zn + O 2 = 2ZnO

2Cu + O 2 = 2CuO

Goud- en platinametalen worden onder geen enkele omstandigheid geoxideerd door zuurstof uit de lucht.

b) waterstof (met vorming van hydriden)

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H 2 = CaH 2

c) chloor (met vorming van chloriden)

2K + Cl 2 = 2KCl

Mg + Cl 2 = MgCl 2

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

Let op: wanneer ijzer interageert, wordt ijzer (III) chloride gevormd:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

d) zwavel (met vorming van sulfiden)

2Na + S = Na 2 S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al 2 S 3

Let op: wanneer ijzer interageert, wordt ijzer (II)sulfide gevormd:

Fe + S = FeS

e) stikstof (met vorming van nitriden)

6K + N2 = 2K 3 N

3Mg + N2 = Mg3 N2

2Al + N 2 = 2AlN

2. Interactie met complexe stoffen:

Er moet aan worden herinnerd dat metalen volgens hun reductievermogen in een rij zijn gerangschikt, wat de elektrochemische reeks van spanningen of de activiteit van metalen wordt genoemd (verplaatsingsreeks van N.N. Beketov):

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

water

Metalen die zich op een rij tot magnesium bevinden, verdringen onder normale omstandigheden waterstof uit water en vormen oplosbare basen - alkaliën.

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Ba + H 2 O = Ba (OH) 2 + H 2

Magnesium interageert met water wanneer het wordt gekookt.

Mg + 2H 2 O = Mg (OH) 2 + H 2

Bij het verwijderen van de oxidefilm reageert aluminium heftig met water.

2Al + 6H 2 O = 2Al (OH) 3 + 3H 2

De rest van de metalen in de rij tot waterstof kunnen onder bepaalde omstandigheden ook reageren met water waarbij waterstof vrijkomt en oxiden ontstaan.

3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2

b) zure oplossingen

(Behalve geconcentreerd zwavelzuur en salpeterzuur, ongeacht de concentratie. Zie de rubriek "Redoxreacties").

Let op: gebruik geen onoplosbaar kiezelzuur om de reacties uit te voeren

Metalen variërend van magnesium tot waterstof verdringen waterstof van zuren.

Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2

Let op: er worden ijzerzouten gevormd.

Fe + H 2 SO 4 (dil.) = FeSO 4 + H 2

De vorming van onoplosbaar zout verhindert dat de reactie verloopt. Lood reageert bijvoorbeeld praktisch niet met zwavelzuuroplossing vanwege de vorming van onoplosbaar loodsulfaat op het oppervlak.

Metalen gerangschikt naast waterstof verdringen GEEN waterstof.

c) zoutoplossingen

Metalen die tot magnesium reiken en actief met water reageren, worden niet gebruikt om dergelijke reacties uit te voeren.

Voor de rest van de metalen is aan de regel voldaan:

Elk metaal verdringt uit zoutoplossingen andere metalen die zich in een rij rechts ervan bevinden, en kan zelf worden verplaatst door metalen die zich links ervan bevinden.

Cu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Net als bij zure oplossingen verhindert de vorming van een onoplosbaar zout dat de reactie verloopt.

d) alkalische oplossingen

Metalen interageren, waarvan de hydroxiden amfoteer zijn.

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

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

e) met organische stoffen

Alkalimetalen met alcoholen en fenol.

2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2

2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2

Metalen nemen deel aan reacties met haloalkanen, die worden gebruikt om lagere cycloalkanen te verkrijgen en voor syntheses, waarbij het koolstofskelet van het molecuul complexer wordt (A. Würz's reactie):

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

2CH 2 Cl + 2Na = C 2 H 6 (ethaan) + 2NaCl

niet-metalen

In eenvoudige stoffen zijn de atomen van niet-metalen verbonden door een covalente niet-polaire binding. In dit geval worden enkele (in H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 moleculen), dubbele (in O 2 moleculen), drievoudige (in N 2 moleculen) covalente bindingen gevormd.

De structuur van eenvoudige stoffen - niet-metalen:

1.moleculair

Onder normale omstandigheden zijn de meeste van deze stoffen gassen (H 2, N 2, O 2, O 3, F 2, Cl 2) of vaste stoffen (I 2, P 4, S 8) en alleen het enige broom (Br 2) vloeibaar is. Al deze stoffen hebben een moleculaire structuur en zijn daarom vluchtig. In de vaste toestand zijn ze smeltbaar vanwege de zwakke intermoleculaire interactie die hun moleculen in het kristal houdt, en zijn ze in staat tot sublimatie.

2.atomaire

Deze stoffen worden gevormd door kristallen, in de knopen waarvan er atomen zijn: (B n, C n, Si n, Gen, Se n, Ten). Vanwege de hoge sterkte van covalente bindingen hebben ze in de regel een hoge hardheid en alle veranderingen die gepaard gaan met de vernietiging van de covalente binding in hun kristallen (smelten, verdamping) worden uitgevoerd met een groot energieverbruik. Veel van deze stoffen hebben een hoog smelt- en kookpunt en hun vluchtigheid is erg laag.

Veel elementen - niet-metalen vormen verschillende eenvoudige stoffen - allotrope modificaties. Allotropie kan worden geassocieerd met een andere samenstelling van moleculen: zuurstof O 2 en ozon O 3 en met verschillende kristalstructuren: grafiet, diamant, carbyn, fullereen zijn allotrope modificaties van koolstof. Elementen - niet-metalen met allotrope modificaties: koolstof, silicium, fosfor, arseen, zuurstof, zwavel, selenium, tellurium.

Chemische eigenschappen van niet-metalen

Atomen van niet-metalen worden gedomineerd door oxiderende eigenschappen, dat wil zeggen het vermogen om elektronen te hechten. Dit vermogen wordt gekenmerkt door de waarde van elektronegativiteit. Onder niet-metalen

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

elektronegativiteit neemt toe en oxiderende eigenschappen nemen toe.

Hieruit volgt dat voor eenvoudige stoffen - niet-metalen, zowel oxiderende als reducerende eigenschappen kenmerkend zullen zijn, met uitzondering van fluor, het sterkste oxidatiemiddel.

1. Oxiderende eigenschappen:

a) bij reacties met metalen (metalen zijn altijd reductiemiddelen)

2Na + S = Na 2S (natriumsulfide)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (magnesiumnitride)

b) in reacties met niet-metalen die zich links van de gegeven bevinden, dat wil zeggen met een lagere waarde van elektronegativiteit. In de interactie van fosfor en zwavel zal zwavel bijvoorbeeld het oxidatiemiddel zijn, omdat fosfor een lagere elektronegativiteitswaarde heeft:

2P + 5S = P 2 S 5 (fosforsulfide V)

De meeste niet-metalen oxideren met waterstof:

H 2 + S = H 2 S

H 2 + Cl 2 = 2HCl

3H 2 + N 2 = 2NH 3

c) bij reacties met sommige complexe stoffen

Oxidatiemiddel - zuurstof, verbrandingsreacties

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Oxidatiemiddel - chloor

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

Ch 2 = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br-CH 2 Br

2. Herstellende eigenschappen

a) in reacties met fluor

S + 3F 2 = SF 6

H 2 + F 2 = 2HF

Si + 2F 2 = SiF 4

b) in reacties met zuurstof (behalve fluor)

S + O 2 = SO 2

N 2 + O 2 = 2NO

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

C + O 2 = CO 2

c) bij reacties met complexe stoffen - oxidatiemiddelen

H 2 + CuO = Cu + H 2 O

6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5

C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

H 2 C = O + H 2 = CH 3 OH

3. Disproportioneringsreacties: hetzelfde niet-metaal is zowel een oxidatiemiddel als een reductiemiddel

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Algemene eigenschappen van metalen.

De aanwezigheid van zwak aan de kern gebonden valentie-elektronen bepaalt de algemene chemische eigenschappen van metalen. Bij chemische reacties werken ze altijd als een reductiemiddel; eenvoudige stoffen, metalen vertonen nooit oxiderende eigenschappen.

Het verkrijgen van metalen:
- reductie van oxiden met koolstof (C), koolmonoxide (CO), waterstof (H2) of een actiever metaal (Al, Ca, Mg);
- terugwinning uit zoutoplossingen met een actiever metaal;
- elektrolyse van oplossingen of smelten van metaalverbindingen - reductie van de meest actieve metalen (alkali, aardalkalimetalen en aluminium) met behulp van elektrische stroom.

In de natuur komen metalen voornamelijk voor in de vorm van verbindingen, alleen laagactieve metalen in de vorm van eenvoudige stoffen (native metalen).

Chemische eigenschappen van metalen.
1. Interactie met eenvoudige stoffen, niet-metalen:
De meeste metalen kunnen worden geoxideerd met niet-metalen zoals halogenen, zuurstof, zwavel en stikstof. Maar de meeste van deze reacties vereisen voorverwarmen om te beginnen. In de toekomst kan de reactie doorgaan met het vrijkomen van een grote hoeveelheid warmte, wat leidt tot de ontsteking van het metaal.
Bij kamertemperatuur zijn alleen reacties mogelijk tussen de meest actieve metalen (alkali en aardalkali) en de meest actieve niet-metalen (halogenen, zuurstof). Alkalimetalen (Na, K) reageren met zuurstof tot peroxiden en superoxiden (Na2O2, KO2).

a) de interactie van metalen met water.
Bij kamertemperatuur hebben alkali- en aardalkalimetalen een wisselwerking met water. Als resultaat van de substitutiereactie worden alkali (oplosbare base) en waterstof gevormd: Metaal + H2O = Me (OH) + H2
Bij verhitting interageren de rest van de metalen in de activiteitenrij links van waterstof met water. Magnesium reageert met kokend water, aluminium - na een speciale oppervlaktebehandeling ontstaan ​​daardoor onoplosbare basen - magnesiumhydroxide of aluminiumhydroxide - en komt waterstof vrij. Metalen in het activiteitsbereik van zink (inclusief) tot lood (inclusief) gaan een wisselwerking aan met waterdamp (d.w.z. boven 100 C), waardoor oxiden van de overeenkomstige metalen en waterstof worden gevormd.
Metalen in de activiteitslijn rechts van waterstof hebben geen interactie met water.
b) interactie met oxiden:
actieve metalen interageren door een substitutiereactie met oxiden van andere metalen of niet-metalen, waardoor ze worden gereduceerd tot eenvoudige stoffen.
c) interactie met zuren:
Metalen die zich in de rij met activiteit links van waterstof bevinden, reageren met zuren met de ontwikkeling van waterstof en de vorming van het overeenkomstige zout. Metalen in de activiteitenrij rechts van waterstof hebben geen interactie met zure oplossingen.
Een speciale plaats wordt ingenomen door de reacties van metalen met salpeterzuur en geconcentreerd zwavelzuur. Alle metalen, behalve edele metalen (goud, platina), kunnen door deze oxiderende zuren worden geoxideerd. Als gevolg van deze reacties zullen altijd de overeenkomstige zouten, water en het product van respectievelijk stikstof- of zwavelreductie worden gevormd.
d) met alkaliën
Metalen die amfotere verbindingen vormen (aluminium, beryllium, zink) kunnen reageren met smelten (in dit geval worden mediumzouten van aluminaten, beryllaten of zinkaten gevormd) of met alkalische oplossingen (in dit geval worden de overeenkomstige complexe zouten gevormd) . Bij alle reacties zal waterstof ontstaan.
e) Overeenkomstig de positie van het metaal in de activiteitslijn zijn reductie- (verdringings)reacties van een minder actief metaal uit een oplossing van zijn zout door een ander actiever metaal mogelijk. Als gevolg van de reactie wordt een zout van een meer actieve en eenvoudige stof gevormd - een minder actief metaal.

Algemene eigenschappen van niet-metalen.

Er zijn veel minder niet-metalen dan metalen (22 elementen). De chemie van niet-metalen is echter veel gecompliceerder vanwege de grotere vulling van het externe energieniveau van hun atomen.
De fysische eigenschappen van niet-metalen zijn meer divers: onder hen zijn er gasvormige (fluor, chloor, zuurstof, stikstof, waterstof), vloeistoffen (broom) en vaste stoffen, die qua smeltpunt sterk van elkaar verschillen. De meeste niet-metalen geleiden geen elektrische stroom, maar silicium, grafiet en germanium hebben halfgeleidende eigenschappen.
Gasvormige, vloeibare en sommige vaste niet-metalen (jodium) hebben een moleculaire structuur van het kristalrooster, de rest van niet-metalen hebben een atomair kristalrooster.
Fluor, chloor, broom, jodium, zuurstof, stikstof en waterstof bestaan ​​onder normale omstandigheden in de vorm van diatomische moleculen.
Veel niet-metalen elementen vormen verschillende allotrope modificaties van eenvoudige stoffen. Dus zuurstof heeft twee allotrope modificaties - zuurstof O2 en ozon O3, zwavel heeft drie allotrope modificaties - rhombische, plastic en monokliene zwavel, fosfor heeft drie allotrope modificaties - rode, witte en zwarte fosfor, koolstof - zes allotrope modificaties - roet, grafiet, diamant , carbine, fullereen, grafeen.

In tegenstelling tot metalen, die alleen reducerende eigenschappen vertonen, kunnen niet-metalen in reacties met eenvoudige en complexe stoffen zowel als reductiemiddel als als oxidatiemiddel werken. Volgens hun activiteit nemen niet-metalen een bepaalde plaats in de elektronegativiteitsreeks in. Het meest actieve niet-metaal is fluor. Het vertoont alleen oxiderende eigenschappen. Zuurstof staat op de tweede plaats qua activiteit, stikstof op de derde plaats, daarna halogenen en andere niet-metalen. Waterstof heeft de laagste elektronegativiteit van de niet-metalen.

Chemische eigenschappen van niet-metalen.

1. Interactie met eenvoudige stoffen:
Niet-metalen interageren met metalen. Bij dergelijke reacties werken metalen als reductiemiddel, niet-metalen als oxidatiemiddel. Als resultaat van de reactie van de verbinding worden binaire verbindingen gevormd - oxiden, peroxiden, nitriden, hydriden, zouten van anoxische zuren.
In de reacties van niet-metalen met elkaar, vertoont een meer elektronegatief niet-metaal de eigenschappen van een oxidatiemiddel, een minder elektronegatief - de eigenschappen van een reductiemiddel. Als resultaat van de samengestelde reactie worden binaire verbindingen gevormd. Er moet aan worden herinnerd dat niet-metalen variabele oxidatietoestanden in hun verbindingen kunnen vertonen.
2. Interactie met complexe stoffen:
a) met water:
Onder normale omstandigheden reageren alleen halogenen met water.
b) met oxiden van metalen en niet-metalen:
Veel niet-metalen kunnen bij hoge temperaturen reageren met oxiden van andere niet-metalen, waardoor ze worden gereduceerd tot eenvoudige stoffen. Niet-metalen in de elektronegativiteitsreeks links van zwavel kunnen ook een interactie aangaan met metaaloxiden, waardoor metalen worden gereduceerd tot eenvoudige stoffen.
c) met zuren:
Sommige niet-metalen kunnen worden geoxideerd met geconcentreerd zwavelzuur of salpeterzuur.
d) met alkaliën:
Onder invloed van alkaliën kunnen sommige niet-metalen dismutatie ondergaan, omdat ze zowel een oxidatiemiddel als een reductiemiddel zijn.
Bijvoorbeeld bij de reactie van halogenen met alkalische oplossingen zonder verwarming: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O of met verwarming: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) met zouten:
Bij interactie zijn ze sterke oxidanten en vertonen ze reducerende eigenschappen.
Halogenen (behalve fluor) gaan substitutiereacties aan met oplossingen van zouten van waterstofhalogeniden: hoe actiever halogeen het minder actieve halogeen uit de zoutoplossing verdringt.

Chemische eigenschappen van eenvoudige stoffen - niet-metalen

Chemische eigenschappen van waterstof

Wat betreft de eigenschappen van waterstof als een eenvoudige stof, heeft het nog steeds meer gemeen met halogenen. Waterstof is, net als halogenen, een niet-metaal en vormt diatomische moleculen (H 2 ).

Onder normale omstandigheden is waterstof een gasvormige, laagactieve stof. De lage activiteit van waterstof wordt verklaard door de hoge sterkte van de binding tussen de waterstofatomen in het molecuul, die ofwel een sterke verhitting vereist, ofwel het gebruik van katalysatoren, of beide tegelijkertijd om het te verbreken.

Interactie van waterstof met eenvoudige stoffen

met metalen

Van metalen reageert waterstof alleen metalkalische en aardalkali! Alkalimetalen omvatten metalen van de hoofdsubgroep van groep I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), en aardalkalimetalen omvatten metalen van de hoofdsubgroep van groep II, behalve beryllium en magnesium (Ca, Sr, Ba , Ra)

Bij interactie met actieve metalen vertoont waterstof oxiderende eigenschappen, d.w.z. verlaagt de oxidatietoestand. In dit geval worden hydriden van alkali- en aardalkalimetalen gevormd, die een ionische structuur hebben. Deze reactie vindt plaats door verhitting:

2Na + H 2 = 2NaH

Ca + H 2 = CaH 2

Opgemerkt moet worden dat interactie met actieve metalen het enige geval is wanneer moleculaire waterstof Н 2 is een oxidatiemiddel.

met niet-metalen

Van niet-metalen reageert waterstof alleen met koolstof, stikstof, zuurstof, zwavel, selenium en halogenen!

Koolstof moet worden begrepen als grafiet of amorfe koolstof, aangezien diamant een extreem inerte allotrope modificatie van koolstof is.

Bij interactie met niet-metalen kan waterstof alleen de functie van een reductiemiddel vervullen, dat wil zeggen, alleen de oxidatietoestand verhogen:

Interactie van waterstof met complexe stoffen

met metaaloxiden

Waterstof reageert niet met metaaloxiden die zich in het bereik van metaalactiviteit tot aluminium (inclusief) bevinden, maar het kan bij verhitting veel metaaloxiden rechts van aluminium verminderen:

met oxiden van niet-metalen

Van de oxiden van niet-metalen reageert waterstof bij verhitting met stikstofoxiden, halogenen en koolstof. Van alle interacties van waterstof met oxiden van niet-metalen, moet vooral de reactie met koolmonoxide CO worden opgemerkt.

Een mengsel van CO en H 2 het heeft zelfs zijn eigen naam - "synthesegas", omdat er, afhankelijk van de omstandigheden, populaire industriële producten zoals methanol, formaldehyde en zelfs synthetische koolwaterstoffen uit kunnen worden verkregen:

met zuren

Waterstof reageert niet met anorganische zuren!

Van organische zuren reageert waterstof alleen met onverzadigde, evenals met zuren die functionele groepen bevatten die met waterstof kunnen worden gereduceerd, in het bijzonderaldehyde-, keto- of nitrogroepen .

met zouten

In het geval van waterige oplossingen van zouten treedt hun interactie met waterstof niet op. Wanneer waterstof echter over vaste zouten van sommige metalen met gemiddelde en lage activiteit wordt geleid, is hun gedeeltelijke of volledige reductie mogelijk, bijvoorbeeld:

Chemische eigenschappen van halogenen

Chemische elementen van groep VIIA (F, Cl, Br, I, At), evenals de eenvoudige stoffen die daardoor worden gevormd, worden halogenen genoemd. Hierna zullen, tenzij anders vermeld, halogenen alleen eenvoudige stoffen betekenen.

Alle halogenen hebben een moleculaire structuur, wat leidt tot lage smelt- en kookpunten van deze stoffen. Halogeenmoleculen zijn diatomisch, d.w.z. hun formule kan in algemene vorm worden geschreven als Hal 2 .

Halogeen

Fysieke eigenschappen

F 2 Lichtgeel gas met een penetrante irriterende geur

kl 2 Geelgroen gas met een doordringende verstikkende geur

Br 2 Roodbruine vloeistof met een doordringende stinkende geur

I 2 Vaste, doordringende geur die zwart-violette kristallen vormt

Er moet worden opgemerkt dat jodium zo'n specifieke fysieke eigenschap heeft als zijn vermogen om te sublimeren of, met andere woorden, sublimeren. Sublimatie is een fenomeen waarbij een stof in vaste toestand niet smelt bij verhitting, maar, de vloeibare fase omzeild, onmiddellijk overgaat in een gasvormige toestand.

Zoals u weet, neemt de elektronegativiteit van niet-metalen af ​​wanneer de subgroep naar beneden gaat, en daarom neemt de activiteit van halogenen af ​​in de reeks: F 2 > Cl 2 > Br 2 > ik 2

Interactie van halogenen met eenvoudige stoffen

Alle halogenen zijn zeer reactief en reageren met de meeste eenvoudige stoffen. Er moet echter worden opgemerkt dat fluor vanwege zijn extreem hoge reactiviteit zelfs kan reageren met die eenvoudige stoffen waarmee andere halogenen niet kunnen reageren. Deze eenvoudige stoffen omvatten zuurstof, koolstof (diamant), stikstof, platina, goud en sommige edelgassen (xenon en krypton). Die. in feite reageren slechts enkele van de edelgassen niet met fluor.

De rest van de halogenen, d.w.z. chloor, broom en jodium zijn ook actieve stoffen, maar minder actief dan fluor. Ze reageren met bijna alle eenvoudige stoffen behalve zuurstof, stikstof, koolstof in de vorm van diamant, platina, goud en edelgassen.

Interactie van halogenen met niet-metalen

waterstof

Wanneer alle halogenen reageren met waterstof, worden waterstofhalogeniden gevormd met de algemene formule HHal. In dit geval begint de reactie van fluor met waterstof spontaan, zelfs in het donker en verloopt met een explosie in overeenstemming met de vergelijking: H 2 + F 2 = 2HF

De reactie van chloor met waterstof kan worden gestart door intense ultraviolette bestraling of verwarming. Ook explosief: H 2 + Cl 2 = 2HCl

Broom en jodium reageren alleen met waterstof bij verhitting, en tegelijkertijd de reactiemet jodium is omkeerbaar: H 2 + Br 2 = 2 HBr

fosfor

De interactie van fluor met fosfor leidt tot de oxidatie van fosfor tot de hoogste oxidatietoestand (+5). In dit geval vindt de vorming van fosforpentafluoride plaats: 2P + 5F 2 = 2PF 5

Wanneer chloor en broom een ​​interactie aangaan met fosfor, is het mogelijk om fosforhalogeniden te verkrijgen zowel in de + 3 oxidatietoestand als in de +5 oxidatietoestand, die afhangt van de verhoudingen van de reactanten:

In dit geval, in het geval van witte fosfor in een atmosfeer van fluor, chloor of vloeibaar broom, begint de reactie spontaan.

De interactie van fosfor met jodium kan leiden tot de vorming van alleen fosfortriodide vanwege het aanzienlijk lagere oxiderende vermogen dan dat van andere halogenen:

grijs

Fluor oxideert zwavel tot de hoogste oxidatietoestand +6, waarbij zwavelhexafluoride wordt gevormd:

Chloor en broom reageren met zwavel en vormen verbindingen die zwavel bevatten in de extreem ongebruikelijke oxidatietoestanden van +1 en +2. Deze interacties zijn zeer specifiek en het vermogen om de vergelijkingen van deze interacties op te schrijven is niet nodig om te slagen voor het examen in de chemie. Daarom worden de volgende drie vergelijkingen eerder ter informatie gegeven:

interactie van zwavel met chloor en broom

Interactie van halogenen met metalen

Zoals hierboven vermeld, kan fluor reageren met alle metalen, zelfs inactieve zoals platina en goud:

De rest van de halogenen reageren met alle metalen behalve platina en goud:

Reacties van halogenen met complexe stoffen

Substitutiereacties met halogenen

Meer actieve halogenen, d.w.z. waarvan de chemische elementen zich hoger in het periodiek systeem bevinden, kunnen minder actieve halogenen verdringen van de waterstofhalogeniden en metaalhalogeniden die ze vormen:

Evenzo verdringen broom en jodium zwavel uit sulfide- en/of waterstofsulfideoplossingen:

Chloor is een sterker oxidatiemiddel en oxideert waterstofsulfide in zijn waterige oplossing niet tot zwavel, maar tot zwavelzuur:

Interactie van halogenen met water

Water brandt in fluor met een blauwe vlam volgens de reactievergelijking:

Broom en chloor reageren anders met water dan fluor. Als fluor als oxidatiemiddel werkte, dan zijn chloor en broom onevenredig in water en vormen ze een mengsel van zuren. In dit geval zijn de reacties omkeerbaar:

De interactie van jodium met water treedt in zo'n onbeduidende mate op dat het kan worden verwaarloosd en kan worden aangenomen dat de reactie helemaal niet plaatsvindt.

Interactie van halogenen met alkalische oplossingen

Fluor, bij interactie met een waterige alkali-oplossing, werkt opnieuw als een oxidatiemiddel:

Het vermogen om deze vergelijking te schrijven is niet vereist om te slagen voor het examen. Het is voldoende om het feit te kennen over de mogelijkheid van een dergelijke interactie en de oxidatieve rol van fluor in deze reactie.

In tegenstelling tot fluor zijn andere halogenen in alkali-oplossingen onevenredig, dat wil zeggen dat ze tegelijkertijd hun oxidatietoestand verhogen en verlagen. In dit geval is bij chloor en broom, afhankelijk van de temperatuur, stroming in twee verschillende richtingen mogelijk. Met name in de kou verlopen de reacties als volgt:

Jodium reageert uitsluitend met alkaliën volgens de tweede optie, d.w.z. met de vorming van jodaat, omdat hypojoditis is niet alleen stabiel bij verwarming, maar ook bij normale temperaturen en zelfs bij koud weer:

Chemische eigenschappen van zuurstof

Het chemische element zuurstof kan voorkomen in de vorm van twee allotrope modificaties, d.w.z. vormt twee eenvoudige stoffen. Beide stoffen hebben een moleculaire structuur. Een ervan heeft de formule O 2 en wordt zuurstof genoemd, d.w.z. is hetzelfde als de naam van het chemische element waardoor het is gevormd.

Een andere eenvoudige stof die door zuurstof wordt gemaakt, wordt ozon genoemd. Ozon bestaat, in tegenstelling tot zuurstof, uit drie-atomige moleculen, d.w.z. heeft de formule O 3 .

Aangezien de belangrijkste en meest voorkomende vorm van zuurstof moleculaire zuurstof O . is 2 , allereerst zullen we precies de chemische eigenschappen ervan bekijken.

Het chemische element zuurstof staat op de tweede plaats in termen van elektronegativiteit van alle elementen en is de tweede alleen voor fluor. In dit opzicht is het logisch om de hoge activiteit van zuurstof en de aanwezigheid van bijna alleen oxiderende eigenschappen daarin aan te nemen. De lijst van eenvoudige en complexe stoffen waarmee zuurstof kan reageren is inderdaad enorm. Er moet echter worden opgemerkt dat, aangezien er een sterke dubbele binding in het zuurstofmolecuul is, verwarming vereist is voor de meeste reacties met zuurstof. Meestal is aan het begin van de reactie (ontsteking) een sterke verhitting nodig, waarna veel reacties vanzelf verder gaan zonder toevoer van warmte van buitenaf.

Van de eenvoudige stoffen worden alleen edele metalen (Ag, Pt, Au), halogenen en inerte gassen niet door zuurstof geoxideerd.

Zwavel verbrandt in zuurstof om zwaveldioxide te vormen:

De karakteristieke chemische eigenschappen van zuurstof en zwavel

Fosfor afhankelijk van de overmaat of het gebrek aan zuurstof kan het zowel fosfor (V) oxide als fosfor (III) oxide vormen:

zuurstof interactiemet stikstof verloopt onder extreem zware omstandigheden, omdat de bindingsenergieën in zuurstof- en vooral stikstofmoleculen erg hoog zijn. De hoge elektronegativiteit van beide elementen draagt ​​ook bij aan de complexiteit van de reactie. De reactie begint pas bij temperaturen boven 2000 O C en is omkeerbaar:

Niet alle eenvoudige stoffen reageren met zuurstof tot oxiden. Dus bijvoorbeeld natrium, dat in zuurstof verbrandt, vormt peroxide:

Meestal, wanneer complexe stoffen in zuurstof worden verbrand, wordt een mengsel van oxiden gevormd van de elementen die de oorspronkelijke stof hebben gevormd. Bijvoorbeeld:

Wanneer echter stikstofhoudende organische stoffen worden verbrand in zuurstof, wordt moleculaire stikstof N gevormd in plaats van stikstofoxide. 2 ... Bijvoorbeeld:

Wanneer chloorderivaten worden verbrand in zuurstof, wordt waterstofchloride gevormd in plaats van chlooroxiden:

Chemische eigenschappen van ozon:

Ozon is een sterker oxidatiemiddel dan zuurstof. Dit komt door het feit dat een van de zuurstof-zuurstofbindingen in het ozonmolecuul gemakkelijk wordt verbroken en als gevolg daarvan wordt extreem actieve atomaire zuurstof gevormd. Ozon heeft, in tegenstelling tot zuurstof, geen verwarming nodig voor de manifestatie van zijn hoge oxiderende eigenschappen. Het is actief bij normale en zelfs lage temperaturen: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2

Zoals hierboven vermeld,zilver reageert niet met zuurstof, maar wel met ozon:

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

Een kwalitatieve reactie op de aanwezigheid van ozon is dat wanneer het testgas door een kaliumjodide-oplossing wordt geleid, jodium wordt gevormd:

2KI + UIT 3 + H 2 O = I 2 ↓ + O 2 + 2KOH

Chemische eigenschappen van zwavel

Zwavel als chemisch element kan in verschillende allotrope modificaties voorkomen. Maak onderscheid tussen rhombische, monokliene en plastische zwavel. Monokliene zwavel kan worden verkregen door langzame afkoeling van een smelt van rhombische zwavel, terwijl plastic daarentegen wordt verkregen door scherpe afkoeling van een zwavelsmelt die eerder aan de kook is gebracht. Plastic zwavel heeft een eigenschap van elasticiteit, wat zeldzaam is voor anorganische stoffen - het is in staat om reversibel uit te rekken onder invloed van een externe kracht en keert terug naar zijn oorspronkelijke vorm wanneer deze actie wordt beëindigd. De meest stabiele onder normale omstandigheden is rhombische zwavel en alle andere allotrope modificaties gaan er in de loop van de tijd in.

Rhombische zwavelmoleculen zijn samengesteld uit acht atomen, d.w.z. de formule kan worden geschreven als S 8 ... Omdat de chemische eigenschappen van alle modificaties echter voldoende vergelijkbaar zijn om het schrijven van de reactievergelijkingen niet te bemoeilijken, wordt elke zwavel eenvoudig aangegeven met het symbool S.

Zwavel kan interageren met zowel eenvoudige als complexe stoffen. Bij chemische reacties vertoont het zowel oxiderende als reducerende eigenschappen.

Oxiderende eigenschappen van zwavel manifesteren zich wanneer het interageert met metalen, evenals niet-metalen gevormd door atomen van een minder elektronegatief element (waterstof, koolstof, fosfor):

Zwavel werkt als een reductiemiddel bij interactie met niet-metalen gevormd door meer elektronegatieve elementen (zuurstof, halogenen), evenals complexe stoffen met een uitgesproken oxiderende functie, bijvoorbeeld zwavelzuur en geconcentreerde salpeterzuren:

Zwavel interageert ook tijdens het koken met geconcentreerde waterige oplossingen van alkaliën. De interactie verloopt volgens het type disproportionering, d.w.z. zwavel verlaagt en verhoogt tegelijkertijd de oxidatietoestand:

Chemische eigenschappen van stikstof

Het scheikundige element stikstof vormt slechts één eenvoudige stof. Deze stof is gasvormig en wordt gevormd door diatomische moleculen, d.w.z. heeft de formule N 2 ... Ondanks het feit dat het chemische element stikstof een hoge elektronegativiteit heeft, is moleculaire stikstof N 2 is een uiterst inerte stof. Dit feit is te wijten aan het feit dat er een extreem sterke drievoudige binding (N≡N) plaatsvindt in het stikstofmolecuul. Om deze reden verlopen vrijwel alle reacties met stikstof alleen bij verhoogde temperaturen.

Interactie van stikstof met metalen

De enige stof die onder normale omstandigheden reageert met stikstof is lithium:

Een interessant feit is dat met de rest van de actieve metalen, d.w.z. alkali- en aardalkali, stikstof reageert alleen bij verhitting:

De interactie van stikstof met metalen met gemiddelde en lage activiteit (behalve Pt en Au) is ook mogelijk, maar vereist onvergelijkbaar hogere temperaturen.

Interactie van stikstof met niet-metalen

Stikstof reageert met waterstof bij verhitting in aanwezigheid van katalysatoren. De reactie is omkeerbaar, dus om de opbrengst aan ammoniak in de industrie te verhogen, wordt het proces onder hoge druk uitgevoerd:

Als reductiemiddel reageert stikstof met fluor en zuurstof. Bij fluor verloopt de reactie onder invloed van een elektrische ontlading:

Met zuurstof verloopt de reactie onder invloed van een elektrische ontlading of bij een temperatuur van meer dan 2000 O C en is omkeerbaar:

Van niet-metalen reageert stikstof niet met halogenen en zwavel.

Interactie van stikstof met complexe stoffen

Als onderdeel van het schoolexamen kan worden aangenomen dat stikstof niet reageert met andere complexe stoffen dan hydriden van actieve metalen:

Chemische eigenschappen van fosfor

Er zijn verschillende allotrope modificaties van fosfor, met name witte fosfor, rode fosfor en zwarte fosfor.

Witte fosfor wordt gevormd door tetra-atomaire moleculen P 4 , is geen stabiele modificatie van fosfor. Giftig. Bij kamertemperatuur is het zacht en wasachtig, gemakkelijk te snijden met een mes. Het oxideert langzaam in de lucht en vanwege de eigenaardigheden van het mechanisme van een dergelijke oxidatie gloeit het in het donker (het fenomeen van chemiluminescentie). Zelfs bij lage verwarming is spontane ontbranding van witte fosfor mogelijk.

Van alle allotrope modificaties is witte fosfor het meest actief.

Rode fosfor bestaat uit lange moleculen met variabele samenstelling Pn. Sommige bronnen geven aan dat het een atomaire structuur heeft, maar het is juister om de structuur als moleculair te beschouwen. Vanwege de structurele kenmerken is het een minder actieve stof in vergelijking met witte fosfor, in het bijzonder oxideert het, in tegenstelling tot witte fosfor, veel langzamer in de lucht en heeft het ontsteking nodig om het te ontsteken.

Zwarte fosfor bestaat uit doorlopende Pn-ketens en heeft een gelaagde structuur die lijkt op die van grafiet, waardoor het er zo uitziet. Deze allotrope modificatie heeft een atomaire structuur. De meest stabiele van alle allotrope fosformodificaties, de meest chemisch passieve. Om deze reden moeten de hieronder besproken chemische eigenschappen van fosfor voornamelijk worden toegeschreven aan witte en rode fosfor.

Interactie van fosfor met niet-metalen

De reactiviteit van fosfor is hoger dan die van stikstof. Fosfor kan dus branden na ontsteking onder normale omstandigheden, waarbij zuuroxide P . wordt gevormd 2 O 5 :

en bij gebrek aan zuurstof, fosfor (III) oxide:

De reactie met halogenen is ook intens. Dus tijdens de chlorering en bromering van fosfor, afhankelijk van de verhoudingen van de reagentia, worden fosfortrihalogeniden of penthaliden gevormd:

Vanwege de aanzienlijk zwakkere oxiderende eigenschappen van jodium in vergelijking met andere halogenen, kan fosfor slechts tot oxidatietoestand +3 worden geoxideerd met jodium:

In tegenstelling tot stikstof reageert fosfor niet met waterstof.

Interactie van fosfor met metalen

Fosfor reageert bij verhitting met actieve metalen en metalen met gemiddelde activiteit om fosfiden te vormen:

Interactie van fosfor met complexe stoffen

Fosfor wordt geoxideerd door oxiderende zuren, in het bijzonder geconcentreerde salpeter- en zwavelzuren:

de interactie van fosfor met zuren oxidatiemiddelen

U moet zich ervan bewust zijn dat witte fosfor reageert met waterige oplossingen van alkaliën. Vanwege de specificiteit was het echter nog niet vereist om de vergelijkingen van dergelijke interacties op het examen in de chemie op te schrijven.

Desalniettemin, voor degenen die 100 punten claimen, voor hun eigen gemoedsrust, kunt u zich de volgende kenmerken herinneren van de interactie van fosfor met alkalische oplossingen in de kou en bij verwarming.

In de kou verloopt de interactie van witte fosfor met alkalische oplossingen langzaam. De reactie gaat gepaard met de vormingrot visgas - fosfine en verbindingen met een zeldzame oxidatietoestand van fosfor +1:

Wanneer witte fosfor interageert met een geconcentreerde alkali-oplossing, komt waterstof vrij tijdens het koken en wordt fosfiet gevormd:

Chemische eigenschappen van koolstof

Koolstof kan verschillende allotrope modificaties vormen. Dit zijn diamant (de meest inerte allotrope modificatie), grafiet, fullereen en carbyne.

Houtskool en roet zijn amorfe koolstof. Koolstof in deze toestand heeft geen geordende structuur en bestaat eigenlijk uit de kleinste fragmenten van grafietlagen. Amorfe koolstof behandeld met hete stoom wordt actieve kool genoemd. 1 gram actieve kool heeft door de aanwezigheid van veel poriën erin een totale oppervlakte van meer dan driehonderd vierkante meter! Vanwege het vermogen om verschillende stoffen op te nemen, wordt actieve kool veel gebruikt als filtervuller en als enterosorbens voor verschillende soorten vergiftiging.

Vanuit chemisch oogpunt is amorfe koolstof de meest actieve vorm, grafiet is matig actief en diamant is een extreem inerte stof. Om deze reden moeten de hieronder beschouwde chemische eigenschappen van koolstof in de eerste plaats worden toegeschreven aan amorfe koolstof.

Verminderende eigenschappen van koolstof

Als reductiemiddel reageert koolstof met niet-metalen zoals zuurstof, halogenen, zwavel.

Afhankelijk van de overmaat of het gebrek aan zuurstof kan bij de verbranding van kolen koolmonoxide CO of kooldioxide CO worden gevormd. 2 :

Wanneer koolstof interageert met fluor koolstoftetrafluoride wordt gevormd:

Bij het verwarmen van koolstof met zwavel koolstofdisulfide CS wordt gevormd 2 :

Koolstof kan metalen verminderen na aluminium in de reeks activiteiten van hun oxiden. Bijvoorbeeld:

Ookkoolstof reageert ook met oxiden van actieve metalen , maar in dit geval wordt in de regel niet de reductie van het metaal waargenomen, maar de vorming van zijn carbide:

Interactie van koolstof met oxiden van niet-metalen

Koolstof reageert met kooldioxide CO 2 :

Een van de belangrijkste industriële processen is de zogenaamde stoomreforming van steenkool. Het proces wordt uitgevoerd door waterdamp door hete kolen te leiden. In dit geval vindt de volgende reactie plaats:

Bij hoge temperaturen kan koolstof zelfs een inerte verbinding als siliciumdioxide reduceren. In dit geval is, afhankelijk van de toestand, de vorming van silicium of siliciumcarbide (carborundum) mogelijk:

Ook reageert koolstof als reductiemiddel met oxiderende zuren, in het bijzonder geconcentreerde zwavel- en salpeterzuren:

Oxiderende eigenschappen van koolstof

Het chemische element koolstof is niet erg elektronegatief; daarom vertonen de eenvoudige stoffen die het vormt zelden oxiderende eigenschappen in vergelijking met andere niet-metalen.

Een voorbeeld van dergelijke reacties is de interactie van amorfe koolstof met waterstof bij verhitting in aanwezigheid van een katalysator:

en ook met silicium bij een temperatuur van 1200-1300 O MET:

Koolstof heeft oxiderende eigenschappen ten opzichte van metalen ... Koolstof kan reageren met actieve metalen en sommige metalen met een gemiddelde activiteit. Reacties vinden plaats bij verhitting:

Carbiden van actieve metalen worden gehydrolyseerd door water:

evenals oplossingen van niet-oxiderende zuren:

Dit resulteert in de vorming van koolwaterstoffen die koolstof bevatten in dezelfde oxidatietoestand als in het oorspronkelijke carbide.

Chemische eigenschappen van silicium:

Silicium kan, net als koolstof, in een kristallijne en amorfe toestand voorkomen, en, zoals in het geval van koolstof, is amorf silicium aanzienlijk chemisch actiever dan kristallijn.

Soms worden amorf en kristallijn silicium allotrope modificaties genoemd, wat strikt genomen niet helemaal waar is. Amorf silicium is in wezen een conglomeraat van de kleinste deeltjes kristallijn silicium die willekeurig ten opzichte van elkaar zijn gerangschikt.

Interactie van silicium met eenvoudige stoffen

niet-metalen

Onder normale omstandigheden reageert silicium vanwege zijn inertie alleen met fluor:

Si + 2F 2 = SiF 4

Silicium reageert alleen bij verhitting met chloor, broom en jodium. In dit geval is het kenmerkend dat, afhankelijk van de activiteit van het halogeen, een overeenkomstig andere temperatuur nodig is:

Alle siliciumhalogeniden zijn gemakkelijk te hydrolyseren met water:

evenals alkalische oplossingen:

De reactie van silicium met zuurstof verloopt, maar vereist zeer sterke verwarming (1200-1300 O C) vanwege het feit dat een sterke oxidefilm interactie bemoeilijkt:

Bij een temperatuur van 1200-1500 O C silicium interageert langzaam met koolstof in de vorm van grafiet om siliciumcarbide SiC te vormen - een stof met een atomair kristalrooster vergelijkbaar met diamant en bijna net zo sterk als het:

Silicium reageert niet met waterstof.

metalen

Vanwege de lage elektronegativiteit kan waterstof alleen oxiderende eigenschappen vertonen met betrekking tot metalen. Van de metalen reageert silicium met actieve (alkalische en aardalkali)metalen, evenals met veel metalen met een matige activiteit. Als gevolg van deze interactie worden siliciden gevormd: 2Mg + Si = Mg 2 Si

Siliciden van actieve metalen worden gemakkelijk gehydrolyseerd met water of verdunde oplossingen van niet-oxiderende zuren:

Hierbij ontstaat silaangas SiH 4 - analoog van methaan CH 4 .

Interactie van silicium met complexe stoffen

Silicium reageert niet met water, zelfs niet bij het koken, maar amorf silicium interageert met oververhitte waterdamp bij een temperatuur van ongeveer 400-500 O C. Hierbij ontstaan ​​waterstof en siliciumdioxide:

Van alle zuren reageert silicium (in amorfe toestand) alleen met geconcentreerd fluorwaterstofzuur:

Silicium lost op in geconcentreerde alkalische oplossingen. De reactie gaat gepaard met de ontwikkeling van waterstof: