Egenskaper til enkle stoffer av metaller og ikke-metaller BRUK. Kjemiske egenskaper til enkle stoffer av metaller og ikke-metaller

METALLER, DERES EGENSKAPER, INNHOLD, ANVENDELSE. ELEKTROLYSE.

1. Reagerer ikke med vann:

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

2. Reaksjonen av fortynnet salpetersyre med kobber tilsvarer ligningen:

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

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

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

4) Cu + HNO3 = CuO + NH4NO3 + H2O

3. Sammenlign prosessene som skjer på elektrodene under elektrolysen av smelten og natriumkloridløsningen.

4. Under elektrolyse av AgNO-løsning 3 på katoden frigjøres:

1) sølv 2) hydrogen 3) sølv og hydrogen 4) oksygen og hydrogen

5. Under elektrolysen av en løsning av kaliumklorid på katoden skjer følgende:

1) vannreduksjon 2) vannoksidasjon

3) reduksjon av kaliumioner 4) oksidasjon av klor

6. Hvilken prosess skjer på en kobberanode under elektrolysen av en natriumbromidløsning?

1) vannoksidasjon 2) bromionoksidasjon

3) kobberoksidasjon 4) kobbergjenvinning

7. Reaksjon er mulig mellom:

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

3) Mg og SnCl 2 (løsning) 4) Ag og CuSO 4 (løsning)

8. I hvilken rekkefølge reduseres disse metallene under elektrolysen av løsninger av deres salter?

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

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

9. Med konsentrert HNO 3 uten oppvarming samhandler ikke:

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

10. Salpetersyre akkumuleres i elektrolysatoren når en elektrisk strøm føres gjennom en vandig løsning

1) kalsiumnitrat 2) sølvnitrat 3) aluminiumnitrat 4) cesiumnitrat

11. Av metallene nedenfor er den mest aktive:

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

12. Jern reagerer med hvert av to stoffer:

1) natriumklorid og nitrogen 2) oksygen og klor

3) aluminiumoksid og kaliumkarbonat 4) vann og aluminiumhydroksid

13. Hvert av de to metallene reagerer med vann ved romtemperatur:

1) barium og kobber 2) aluminium og kvikksølv 3) kalsium og litium 4) sølv og natrium

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

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

15. Med fortynnet HNO 3 uten oppvarming samhandler ikke:

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

16. Hydrogen fortrenges ikke fra syrer:

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

17. Kobber oppløses i en fortynnet vandig syreløsning:

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

18. Kobberprodukter som er i kontakt med luft dekkes gradvis med et grønt belegg, hovedkomponenten

Komponenten som er:

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

19. Ved oppvarming av magnesium i nitrogenatmosfære:

1) reaksjonen fortsetter ikke 2) magnesiumnitrid dannes

3) magnesiumnitritt dannes 4) magnesiumnitrat dannes

20. Ved vanlig temperatur, magnesiumsamhandler ikke Med:

Et vann

B) alkaliske løsninger

C) Fortynn H 2 SO 4 og HNO 3

D) konsentrert H 2 SO 4 og HNO 3

D) grå

Svar:

21. Ved romtemperatur interagerer krom med:

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

Svar: ____________________ . (Skriv de tilsvarende bokstavene i alfabetisk rekkefølge.)

22. Under elektrolysen av en vandig løsning av KI ikke generert:

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

23. Stoffet som de samme produktene dannes av under elektrolyse av en vandig løsning og en smelte har

Formel:

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

24. Gassformige stoffer vil frigjøres på katoden og anoden under elektrolysen av en vandig løsning:

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

25. Under elektrolysen av en løsning av Cr 2 (SO 4 ) 3 på katoden frigjøres:

1) oksygen 2) hydrogen og krom 3) krom 4) oksygen og krom 26. To inerte elektroder ble senket ned i et glass som inneholdt en blanding av vandige løsninger av salter med samme konsentrasjon

Cium AgNO 3 , Cu(NO 3 ) 2 , Hg(NO 3 ) 2 , NaNO 3 . De første partiklene som skal reduseres under elektrolyse er:

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

27. Under elektrolysen av en fortynnet vandig løsning av Ni (NO 3 ) 2 på katoden frigjøres:

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

28. Salpetersyre akkumuleres i en elektrolysecelle når en elektrisk strøm føres gjennom en vandig løsning.

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

29. Frigjøring av oksygen skjer under elektrolysen av en vandig løsning av salt:

30. Under elektrolysen av en vandig løsning av sølvnitrat på katoden, dannes følgende:

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

31. Kalsium i industrien er oppnådd av:

1) elektrolyse av CaCl-løsning 2 2) elektrolyse av CaCl-smelte 2

3) elektrolyse av Ca(OH)-løsning 2 4) virkningen av et mer aktivt metall på vandige løsninger av salter

32. Under elektrolysen av en løsning av natriumjodid ved katoden, fargen på lakmus i løsning:

1) rød 2) blå 3) lilla 4) gul

33. Under elektrolysen av en vandig løsning av kaliumnitrat frigjøres følgende ved anoden:

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

34. Hydrogen dannes under elektrolyse av en vandig løsning:

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

35. Når litium interagerer med vann, dannes hydrogen og:

1) oksid 2) peroksid 3) hydrid 4) hydroksid

36. Metalliske egenskaper er svakest uttrykt i:

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

37. Er følgende vurderinger om alkalimetaller korrekte?

EN. I alle forbindelser har de en oksidasjonstilstand på +1.

B. Med ikke-metaller danner de forbindelser med ioniske bindinger.

1) bare A er sann 2) bare B er sann

3) begge vurderingene er sanne 4) begge vurderingene er feil

38. Ved romtemperatur interagerer krom med:

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

39. Når krom interagerer med saltsyre, dannes følgende:

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

40. Kobber samhandler ikke Med:

1) fortynn HNO 3 2) konsentrert HNO 3

3) fortynn HCl 4) konsentrert H 2 SO 4

41. Hvilke av metallene fortrenger ikke hydrogen fra fortynnet svovelsyre?

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

42. Reagerer sterkest med vann:

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

43. Under normale forhold reagerer den med vann:

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

44. Som et resultat av reaksjonen av kalsium med vann, dannes følgende:

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

45. Kjemisk reaksjon skjer ikke mellom:

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

46. ​​Saltsyre reagerer med:

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

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

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

Svar: ____________________ . (Skriv de tilsvarende bokstavene i alfabetisk rekkefølge.)

48. Etablere samsvar mellom utgangsmaterialene og produktene av redoksreaksjoner.

STARTSTOFFER REAKSJONSPRODUKTER

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

4) Fe + H2SO4 (kons.) → D) FeCl2 + H2

E) FeCl3 + H2

E) FeCl 3

49. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av vann

En løsning av kobber(II)sulfat på inerte elektroder.

50. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av en vandig løsning

Bariumklorid på inerte elektroder.

51. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av en vandig løsning

Kaliumjodid på inerte elektroder.

52. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av en vandig løsning

Svovelsyre på inerte elektroder.

53. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av en vandig løsning

Litiumbromid på inerte elektroder.

54. Under normale forhold reagerer kalsium med:

1) oksygen 2) karbon 3) svovel 4) nitrogen

55. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av en vandig løsning

Kaliumnitrat på inerte elektroder.

56. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av en vandig løsning

Natriumsulfat på inerte elektroder.

57. Ved vanlig temperatur reagerer kobber med:

1) vann 2) oksygen 3) saltsyre 4) salpetersyre

58. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av en vandig løsning

Kaliumhydroksid på inerte elektroder.

59. Løser opp i fortynnet svovelsyre:

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

60. Skriv ligningene for reaksjonene som finner sted på katoden og anoden, og den generelle ligningen for elektrolyse av en vandig løsning

Salpetersyre på inerte elektroder.

61. Ved oppvarming reagerer kobber med:

1) hydrogen 2) svovelsyre

Videoleksjon 1: Uorganisk kjemi. Metaller: alkali, jordalkali, aluminium

Videoleksjon 2: overgangsmetaller

Foredrag: Karakteristiske kjemiske egenskaper og produksjon av enkle stoffer - metaller: alkali, jordalkali, aluminium; overgangselementer (kobber, sink, krom, jern)

Kjemiske egenskaper til metaller

Alle metaller i kjemiske reaksjoner manifesterer seg som reduksjonsmidler. De skilles lett med valenselektroner, og blir oksidert samtidig. Husk at jo lenger til venstre et metall befinner seg i den elektrokjemiske spenningsserien, jo sterkere reduksjonsmiddel er det. Derfor er den sterkeste litium, den svakeste er gull og omvendt, gull er det sterkeste oksidasjonsmidlet, og litium er det svakeste.

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

Alle metaller fortrenger andre metaller fra saltløsningen, dvs. gjenopprette dem. Alle unntatt jordalkali og jordalkali når de samhandler med vann. Metaller som ligger før H fortrenger det fra løsninger av fortynnede syrer, og de løser seg selv i dem.

Vurder noen generelle kjemiske egenskaper til metaller:

• Samspillet mellom metaller og oksygen danner basiske (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O, etc.) eller amfotere (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, etc.) oksider.
• Samspillet mellom metaller og halogener (hovedundergruppen til gruppe VII) danner hydrohalogensyrer (HF - hydrogenfluorid, HCl - hydrogenklorid, etc.).
• Samspillet mellom metaller og ikke-metaller danner salter (klorider, sulfider, nitrider, etc.).
• Samspillet mellom metaller og metaller danner intermetalliske forbindelser (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni, etc.).
• Samspillet mellom aktive metaller og hydrogen danner hydrider (NaH, CaH 2, KH, etc.).
• Samspillet mellom alkali- og jordalkalimetaller med vann danner alkalier (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2, etc.).
• Samspillet mellom metaller (bare de som står i den elektrokjemiske serien opp til H) med syrer danner salter (sulfater, nitritter, fosfater, etc.). Man bør huske på at metaller reagerer med syrer ganske motvillig, mens de nesten alltid interagerer med baser og salter. For at reaksjonen mellom metallet og syren skal finne sted, må metallet være aktivt og syren sterk.

Kjemiske egenskaper til alkalimetaller

Gruppen av alkalimetaller inkluderer følgende kjemiske elementer: litium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb), cesium (Cs), francium (Fr). Når de beveger seg fra topp til bunn i gruppe I i det periodiske system, øker deres atomradius, noe som betyr at deres metalliske og reduserende egenskaper øker.

Vurder de kjemiske egenskapene til alkalimetaller:

• De har ikke tegn på amfoterisitet, da de har negative verdier av elektrodepotensialer.
• De sterkeste reduksjonsmidlene blant alle metaller.
• I forbindelser viser de bare +1-oksidasjonstilstanden.
• Ved å gi et enkelt valenselektron, omdannes atomene til disse kjemiske elementene til kationer.
• De danner mange ioniske forbindelser.
• Nesten alle er løselige i vann.

Interaksjon av alkalimetaller med andre elementer:

1. Med oksygen, danner individuelle forbindelser, så oksidet danner kun litium (Li 2 O), natrium danner peroksid (Na 2 O 2), og kalium, rubidium og cesium danner superoksider (KO 2, RbO 2, CsO 2).

2. Med vann, danner alkalier og hydrogen. Husk at disse reaksjonene er eksplosive. Uten en eksplosjon reagerer bare litium med vann:

2Li + 2H2O → 2LiO H + H2.

3. Med halogener danner det halogenider (NaCl - natriumklorid, NaBr - natriumbromid, NaI - natriumjodid, etc.).

4. Med hydrogen når det oppvarmes, danner det hydrider (LiH, NaH, etc.)

5. Med svovel ved oppvarming, danner sulfider (Na 2 S, K 2 S, etc.). De er fargeløse og svært løselige i vann.

6. Med fosfor når de varmes opp og danner fosfider (Na 3 P, Li 3 P, etc.), er de svært følsomme for fuktighet og luft.

7. Med karbon danner karbider ved oppvarming kun litium og natrium (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), mens kalium, rubidium og cesium ikke danner karbider, danner de binære forbindelser med grafitt (C 8 Rb, C 8 Cs, osv.).

8. Under normale forhold reagerer bare litium med nitrogen og danner Li 3 N nitrid, med andre alkalimetaller, reaksjonen er bare mulig når den varmes opp.

9. De reagerer eksplosivt med syrer, så det er svært farlig å utføre slike reaksjoner. Disse reaksjonene er tvetydige, fordi alkalimetallet reagerer aktivt med vann og danner et alkali, som deretter nøytraliseres av en syre. Dette skaper konkurranse mellom alkali og syre.

10. Med ammoniakk danner det amider - analoger av hydroksyder, men sterkere baser (NaNH 2 - natriumamid, KNH 2 - kaliumamid, etc.).

11. Med alkoholer, danner alkoholater.

Francium er et radioaktivt alkalimetall, et av de sjeldneste og minst stabile av alle radioaktive grunnstoffer. Dens kjemiske egenskaper er ikke godt forstått.

For å oppnå alkalimetaller bruker de hovedsakelig elektrolyse av smelter av deres halogenider, oftest klorider, som danner naturlige mineraler:

• NaCl → 2Na + Cl2.

• Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.

• 2Li20 + Si + 2CaO → 4Li + Ca2SiO4.

• KCl + Na → K + NaCl.

Kjemiske egenskaper til jordalkalimetaller

Alkaliske jordmetaller inkluderer elementer fra hovedundergruppen av gruppe II: kalsium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba), radium (Ra). Den kjemiske aktiviteten til disse grunnstoffene vokser på samme måte som for alkalimetaller, dvs. øker nedover undergruppen.

Kjemiske egenskaper til jordalkalimetaller:

Strukturen til valensskallene til atomene til disse elementene ns 2 .

• Ved å gi to valenselektroner omdannes atomene til disse kjemiske elementene til kationer.
• Forbindelsene viser en oksidasjonstilstand på +2.
• Ladningene til atomkjerner er en mer enn de til alkaliske elementer i samme perioder, noe som fører til en reduksjon i atomradius og en økning i ioniseringspotensialer.

Interaksjon av jordalkalimetaller med andre elementer:

1. Med oksygen danner alle jordalkalimetaller, bortsett fra barium, oksider, barium danner peroksid BaO 2. Av disse metallene interagerer beryllium og magnesium, belagt med en tynn beskyttende oksidfilm, med oksygen bare ved svært høy t. Basiske oksider av jordalkalimetaller reagerer med vann, med unntak av berylliumoksid BeO, som har amfotere egenskaper. Reaksjonen mellom kalsiumoksid og vann kalles kalkleskingsreaksjonen. Hvis reagenset er CaO, dannes brent kalk, hvis Ca(OH) 2, leskes. Også basiske oksider reagerer med sure oksider og syrer. For eksempel:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Med vann danner jordalkalimetaller og deres oksider hydroksider - hvite krystallinske stoffer, som sammenlignet med alkalimetallhydroksider er mindre løselige i vann. Hydroksider av jordalkalimetaller er alkalier, bortsett fra den amfotere Be(OH). ) 2 og svak base Mg(OH)2. Siden beryllium ikke reagerer med vann, Be (ÅH ) 2 kan oppnås på andre måter, for eksempel ved hydrolyse av nitrid:

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

3. Under normale forhold reagerer alt med halogener, bortsett fra beryllium. Sistnevnte reagerer bare ved høy t. Halogenider dannes (MgI 2 - magnesiumjodid, CaI 2 - kalsiumjodid, CaBr 2 - kalsiumbromid, etc.).

4. Alle jordalkalimetaller, unntatt beryllium, reagerer med hydrogen ved oppvarming. Hydrider dannes (BaH 2 , CaH 2 , etc.). For omsetning av magnesium med hydrogen kreves det i tillegg til høy t et økt hydrogentrykk.

5. Svovel danner sulfider. For eksempel:

• Ca + S → CaS.

Sulfider brukes til å oppnå svovelsyre og de tilsvarende metallene.

6. De danner nitrider med nitrogen. For eksempel:

• 3Være + N 2 → Vær 3 N 2.

7. Med syrer, danner salter av tilsvarende syre og hydrogen. For eksempel:

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

Disse reaksjonene foregår på samme måte som ved alkalimetaller.

Innhenting av jordalkalimetaller:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al 2 O 3

• CaCl 2 → Ca + Cl 2

Kjemiske egenskaper av aluminium

Aluminium er et aktivt lettmetall, nummer 13 i tabellen. I naturen, den vanligste av alle metaller. Og av de kjemiske elementene inntar den den tredje posisjonen når det gjelder distribusjon. Høy varme og elektrisk leder. Motstandsdyktig mot korrosjon, da den er dekket med en oksidfilm. Smeltepunktet er 660 0 С.

Vurder de kjemiske egenskapene og interaksjonen til aluminium med andre elementer:

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

2. Det viser reduserende egenskaper i nesten alle reaksjoner.

3. Amfoterisk metall viser både sure og basiske egenskaper.

4. Gjenoppretter mange metaller fra oksider. Denne metoden for å oppnå metaller kalles aluminotermi. Eksempel på å få krom:

2Al + Cr203 → Al203 + 2Cr.

5. Reagerer med alle fortynnede syrer for å danne salter og frigjøre hydrogen. For eksempel:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 3H2S04 → Al2(SO4)3 + 3H2.

I konsentrert HNO 3 og H 2 SO 4 passiveres aluminium. Takket være dette er det mulig å lagre og transportere disse syrene i beholdere laget av aluminium.

6. Samvirker med alkalier, ettersom de løser opp oksidfilmen.

7. Reagerer med alle ikke-metaller unntatt hydrogen. For å utføre reaksjonen med oksygen er det nødvendig med finfordelt aluminium. Reaksjonen er bare mulig ved høy t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al2O 3 .

I henhold til dens termiske effekt er denne reaksjonen eksoterm. Interaksjon med svovel danner aluminiumsulfid Al 2 S 3 , med fosforfosfid AlP, med nitrogennitrid AlN, med karbonkarbid Al 4 C 3 .

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

Metallisk aluminium oppnås ved elektrolyse av en løsning av alumina Al 2 O 3 i smeltet kryolitt Na 2 AlF 6 ved 960–970°C.

• 2Al2O3 → 4Al + 302.
  

Kjemiske egenskaper til overgangselementer

Overgangselementer inkluderer elementer fra sekundære undergrupper av det periodiske systemet. Vurder de kjemiske egenskapene til kobber, sink, krom og jern.

Kjemiske egenskaper til kobber

1. I den elektrokjemiske serien er det plassert til høyre for H, så dette metallet er inaktivt.

2. Svak redusering.

3. I forbindelser viser den oksidasjonstilstander +1 og +2.

4. Reagerer med oksygen når det varmes opp for å danne:

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

Oksider har grunnleggende egenskaper. Når det varmes opp i en inert atmosfære, blir Cu 2 O uforholdsmessig: Cu2O → CuO + Cu. Kobber(II)oksid CuO danner kuprater i reaksjoner med alkalier, for eksempel: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Kobberhydroksid Cu (OH) 2 er amfotert, hovedegenskapene råder i det. Det løses lett opp i syrer:

• Cu (OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H20,

og i konsentrerte løsninger av alkalier med vanskeligheter:

• Сu(OH)2 + 2NaOH → Na 2.

6. Samspillet mellom kobber og svovel under forskjellige temperaturforhold danner også to sulfider. Ved oppvarming til 300-400 0 C i vakuum dannes kobber(I)sulfid:

• 2Cu+S → Cu2S.

Ved romtemperatur, ved å løse svovel i hydrogensulfid, kan kobber(II)sulfid oppnås:

• Cu+S → CuS.

7. Av halogenene interagerer det med fluor, klor og brom, og danner halogenider (CuF 2, CuCl 2, CuBr 2), jod, og danner kobber (I) jodid CuI; interagerer ikke med hydrogen, nitrogen, karbon, silisium.

8. Det reagerer ikke med syrer - ikke-oksiderende midler, fordi de oksiderer bare metaller lokalisert til hydrogen i den elektrokjemiske serien. Dette kjemiske elementet reagerer med oksiderende syrer: fortynnet og konsentrert salpetersyre og konsentrert svovelsyre:

3Cu + 8HNO3 (diff) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H20;

Cu + 4HNO 3 (konsentrert) → Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20;

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

9. I samspill med salter fortrenger kobber fra deres sammensetning metallene som ligger til høyre for det i den elektrokjemiske serien. f.eks.

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl 2 .

Her ser vi at kobber gikk i løsning, og jern (III) ble redusert til jern (II). Denne reaksjonen er av stor praktisk betydning og brukes til å fjerne kobber avsatt på plast.

Kjemiske egenskaper til sink

2. Den har uttalte reduserende egenskaper og amfotere egenskaper.

3. I forbindelser viser den en oksidasjonstilstand på +2.

4. I luft er den dekket med en oksidfilm av ZnO.

5. Interaksjon med vann er mulig ved en temperatur med rød varme. Som et resultat dannes sinkoksid og hydrogen:

• Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

6. Interagerer med halogener og danner halogenider (ZnF 2 - sinkfluorid, ZnBr 2 - sinkbromid, ZnI 2 - sinkjodid, ZnCl 2 - sinkklorid).

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

8. Med svovelkalkogenid ZnS.

9. Reagerer ikke direkte med hydrogen, nitrogen, karbon, silisium og bor.

10. Det samhandler med ikke-oksiderende syrer, danner salter og fortrenger hydrogen. For eksempel:

• H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
• Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2.

Det reagerer også med syrer - oksidasjonsmidler: med kons. svovelsyre danner sinksulfat og svoveldioksid:

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

11. Det reagerer aktivt med alkalier, siden sink er et amfotert metall. Med alkaliske løsninger danner det tetrahydroksozinkater og frigjør hydrogen:

• Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H 2 .

Gassbobler vises på sinkgranulene etter reaksjonen. Med vannfrie alkalier, når de er smeltet, danner det sinkater og frigjør hydrogen:

• Zn+ 2NaOH → Na2ZnO2 + H2.

Kjemiske egenskaper til krom

2.

3. Danner fargede forbindelser.

4. I forbindelser viser den oksidasjonstilstander +2 (basisk oksid CrO svart), +3 (amfotert oksid Cr 2 O 3 og hydroksid Cr (OH) 3 grønt) og +6 (surt kromoksid (VI) CrO 3 og syrer: kromsyre H 2 CrO 4 og to-krom H 2 Cr 2 O 7, etc.).

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

• Cr+2F2 → CrF4.

6. Med oksygen, nitrogen, bor, silisium, svovel, fosfor og halogener ved t 600 0 C:

• forbindelse med oksygen danner kromoksid (VI) CrO 3 (mørkerøde krystaller),
• nitrogenforbindelse - kromnitrid CrN (svarte krystaller),
• forbindelse med bor - kromborid CrB (gule krystaller),
• forbindelse med silisium - krom silicid CrSi,
• forbindelse med karbon-kromkarbid Cr 3 C 2 .

7. Det reagerer med vanndamp, er i en varm tilstand, og danner krom (III) oksid og hydrogen:

• 2Cr + 3H20 → Cr203 + 3H 2 .

8. Det reagerer ikke med alkaliske løsninger, men reagerer sakte med smeltene deres og danner kromater:

• 2Cr + 6KOH → 2KCr02 + 2K20 + 3H2.

9. Det oppløses i fortynnede sterke syrer for å danne salter. Hvis reaksjonen foregår i luft, dannes Cr 3+ salter, for eksempel:

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

• Cr + 2HCl -> CrCl2 + H2.

10. Med konsentrert svovelsyre og salpetersyre, så vel som med aqua regia, reagerer den bare når den varmes opp, fordi. ved lave temperaturer passiviserer disse syrene krom. Reaksjoner med syrer ved oppvarming ser slik ut:

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

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

Krom(II)oksid CrO- helt svart eller rødt, uløselig i vann.

Kjemiske egenskaper:

• Den har grunnleggende og gjenopprettende egenskaper.
• Ved oppvarming til 100 0 C i luft oksiderer den til Cr 2 O 3 - krom (III) oksid.
• Det er mulig å gjenopprette krom med hydrogen fra dette oksidet: CrO + H 2 → Cr + H 2 O eller koks: CrO + C → Cr + CO.
• Reagerer med saltsyre, mens den frigjør hydrogen: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H2 + 2H2O.
• Reagerer ikke med alkalier, fortynnede svovelsyrer og salpetersyrer.

Kromoksid (III) Cr 2 O 3- et ildfast stoff, mørkegrønn i fargen, uløselig i vann.

Kjemiske egenskaper:

• Den har amfotere egenskaper.
• Hvordan basisk oksid interagerer med syrer: Cr203 + 6HCl → CrCl3 + 3H2O.
• Hvordan surt oksid interagerer med alkalier: Cr 2 O 3 + 2 KOH → 2KCrO 3 + H 2 O.
• Sterke oksidasjonsmidler oksiderer Cr 2 O 3 til kromat H 2 CrO 4 .
• Sterke reduksjonsmidler gjenoppretterCr ut Cr2O3.

Krom(II)hydroksid Cr(OH) 2 - fast gul eller brun farge, lite løselig i vann.

Kjemiske egenskaper:

• Svak base, viser grunnleggende egenskaper.
• I nærvær av fuktighet i luft, oksiderer det til Cr(OH) 3 - krom (III) hydroksyd.
• Reagerer med konsentrerte syrer og danner blå krom (II) salter: Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrS04 + 2H20.
• Reagerer ikke med alkalier og fortynnede syrer.

Krom(III)hydroksid Cr(OH) 3 - et grågrønt stoff, uløselig i vann.

Kjemiske egenskaper:

• Den har amfotere egenskaper.
• Hvordan basisk hydroksid interagerer med syrer: Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O.
• Hvordan syrehydroksid interagerer med alkalier: Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3 [Cr(OH)6].

Kjemiske egenskaper til jern

1. Aktivt metall med høy reaktivitet.

2. Den har gjenopprettende egenskaper, så vel som uttalte magnetiske egenskaper.

3. I forbindelser viser den de viktigste oksidasjonstilstandene +2 (med svake oksidasjonsmidler: S, I, HCl, saltløsninger), +3 (med sterke oksidasjonsmidler: Br og Cl) og mindre karakteristiske +6 (med O og H 2 O). I svake oksidasjonsmidler tar jern oksidasjonstilstanden +2, i sterkere +3. +2 oksidasjonstilstander tilsvarer svart oksid FeO og grønt hydroksid Fe (OH) 2, som har grunnleggende egenskaper. +3 oksidasjonstilstander tilsvarer rødbrunt oksid Fe 2 O 3 og brun hydroksid Fe (OH) 3, som har svakt uttalte amfotere egenskaper. Fe (+2) er et svakt reduksjonsmiddel, og Fe (+3) er ofte et svakt oksidasjonsmiddel. Når redoksforholdene endres, kan oksidasjonstilstandene til jern endres med hverandre.

• 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Reagerer med halogener ved oppvarming:

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

• forbindelse med svovel danner jern(II)sulfid FeS,
• forbindelse med nitrogen - jernnitrid Fe 3 N,
• forbindelse med fosfor - fosfider FeP, Fe 2 P og Fe 3 P,
• forbindelse med silisium - jernsilicid FeSi,
• forbindelse med karbon - jernkarbid Fe 3 C.

9. Det reagerer ikke med alkaliske løsninger, men reagerer sakte med alkalismelter, som er sterke oksidasjonsmidler:

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

10. Gjenoppretter metaller som ligger i den elektrokjemiske raden til høyre:

• Fe + SnCl2 → FeCl2 + Sn.

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

Jern(II)oksid FeO - et svart krystallinsk stoff (wustite) som ikke løses opp i vann.

Kjemiske egenskaper:

• Har grunnleggende egenskaper.
• Reagerer med fortynnet saltsyre: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.
• Reagerer med konsentrert salpetersyre:FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
• Reagerer ikke med vann og salter.
• Med hydrogen ved t 350 0 C reduseres det til rent metall: FeO + H 2 → Fe + H 2 O.
• Det reduseres også til rent metall når det kombineres med koks: FeO + C → Fe + CO.
• Dette oksidet kan oppnås på forskjellige måter, en av dem er oppvarming av Fe ved lavt trykk O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Jern(III)oksidFe2O3- brunt pulver (hematitt), et stoff som er uløselig i vann. Andre navn: jernoksid, jern minium, konditorfarge E172, etc.

Kjemiske egenskaper:

• Fe 2 O 3 + 6 HCl → 2 FeCl 3 + 3 H 2 O.
• Det reagerer ikke med alkaliske løsninger, det reagerer med deres smelter og danner ferritter: Fe 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaFeO 2 + H 2 O.
• Når det varmes opp med hydrogen, viser det oksiderende egenskaper: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.

Jernoksid (II, III) Fe 3 O 4 eller FeO Fe 2 O 3 - et gråsvart fast stoff (magnetitt, magnetisk jernmalm), et stoff som er uløselig i vann.

Kjemiske egenskaper:

• Spaltes ved oppvarming over 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
• Reagerer med fortynnede syrer: Fe 3 O 4 + 8 HCl → FeCl 2 + 2 FeCl 3 + 4H 2 O.
• Reagerer ikke med alkaliske løsninger, reagerer med deres smelter: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
• Når det reagerer med oksygen, oksiderer det: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
• Med hydrogen, når det oppvarmes, gjenopprettes det:Fe304 + 4H2 → 3Fe + 4H20.
• Den reduseres også når den kombineres med karbonmonoksid: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Jern(II)hydroksid Fe(OH) 2 - hvit, sjelden grønnaktig krystallinsk substans, uløselig i vann.

Kjemiske egenskaper:

• Den har amfotere egenskaper med en overvekt av grunnleggende.
• Det går inn i nøytraliseringsreaksjonen til den ikke-oksiderende syren, og viser hovedegenskapene: Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O.
• Når den interagerer med salpetersyre eller konsentrerte svovelsyrer, viser den reduserende egenskaper, og danner jern (III) salter: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
• Ved oppvarming reagerer den med konsentrerte alkaliløsninger: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Jernhydroksid (I Jeg I) Fe (OH) 3- brunt krystallinsk eller amorft stoff, uløselig i vann.

Kjemiske egenskaper:

• Den har milde amfotere egenskaper med en overvekt av grunnleggende.
• Interagerer enkelt med syrer: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O.
• Med konsentrerte alkaliløsninger danner det heksahydroxoferrater (III): Fe (OH)3 + 3NaOH → Na3.
• Den danner ferrater med alkalismelter:2Fe(OH)3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• I et alkalisk miljø med sterke oksidasjonsmidler, viser det reduserende egenskaper: 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

Alle kjemiske elementer er delt inn i metaller Og ikke-metaller avhengig av strukturen og egenskapene til atomene deres. Også enkle stoffer dannet av grunnstoffer er klassifisert i metaller og ikke-metaller, basert på deres fysiske og kjemiske egenskaper.

I det periodiske systemet av kjemiske elementer D.I. Mendeleev, ikke-metaller er plassert diagonalt: bor - astatin og over det i hovedundergruppene.

Metallatomer er preget av relativt store radier og et lite antall elektroner på det ytre nivået fra 1 til 3 (unntak: germanium, tinn, bly - 4; antimon og vismut - 5; polonium - 6 elektroner).

Ikke-metallatomer, tvert imot, er preget av små atomradier og antall elektroner på det ytre nivået fra 4 til 8 (unntaket er bor, det har tre slike elektroner).

Derav metallatomers tendens til å gi fra seg eksterne elektroner, dvs. reduserende egenskaper, og for ikke-metallatomer - ønsket om å motta manglende elektroner til et stabilt åtte-elektronnivå, dvs. oksiderende egenskaper.

Metaller

I metaller er det en metallisk binding og et metallisk krystallgitter. På gitterstedene er det positivt ladede metallioner bundet av sosialiserte eksterne elektroner som tilhører hele krystallen.

Dette bestemmer alle de viktigste fysiske egenskapene til metaller: metallisk glans, elektrisk og termisk ledningsevne, plastisitet (evnen til å endre form under ytre påvirkning) og noen andre karakteristiske for denne klassen av enkle stoffer.

Gruppe I-metaller i hovedundergruppen kalles alkalimetaller.

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

Kjemiske egenskaper til metaller

I kjemiske reaksjoner viser metaller kun reduserende egenskaper, dvs. deres atomer donerer elektroner, og danner positive ioner som et resultat.

1. Samhandle med ikke-metaller:

a) oksygen (med dannelse av oksider)

Alkali- og jordalkalimetaller oksiderer lett under normale forhold, så de lagres under et lag med vaselinolje eller parafin.

4Li + O 2 = 2 Li 2 O

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

Vennligst merk: når natrium interagerer, dannes peroksid, kalium - superoksid

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

og oksider oppnås ved å kalsinere peroksid med det tilsvarende metallet:

2Na + Na2O2 \u003d 2Na2O

Jern, sink, kobber og andre mindre aktive metaller oksiderer sakte i luft og aktivt ved oppvarming.

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (en blanding av to oksider: FeO og Fe 2 O 3)

2Zn + O2 = 2ZnO

2Cu + O 2 \u003d 2CuO

Gull og platinametaller oksideres ikke av atmosfærisk oksygen under noen omstendigheter.

b) hydrogen (med dannelse av hydrider)

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H 2 \u003d CaH 2

c) klor (med dannelse av klorider)

2K + Cl 2 \u003d 2KCl

Mg + Cl 2 \u003d MgCl 2

2Al + 3Cl 2 \u003d 2AlCl 3

Vennligst merk: når jern reagerer, dannes jern(III)klorid:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

d) svovel (med dannelse av sulfider)

2Na + S = Na2S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al 2S 3

Vennligst merk: når jern reagerer, dannes jern(II)sulfid:

Fe + S = FeS

e) nitrogen (med dannelse av nitrider)

6K + N 2 = 2K 3 N

3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2

2Al + N2 = 2AlN

2. Samhandle med komplekse stoffer:

Det må huskes at metallene, i henhold til gjenopprettingsevnen, er ordnet i en rad, som kalles den elektrokjemiske serien av spenninger eller aktivitet av metaller (Beketov N.N. forskyvningsserien):

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

et vann

Metaller som ligger på rad opp til magnesium, under normale forhold, fortrenger hydrogen fra vann, og danner løselige baser - alkalier.

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2

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

Magnesium interagerer med vann når det kokes.

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

Aluminium reagerer voldsomt med vann når oksidfilmen fjernes.

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

Resten av metallene, som står på rad opp til hydrogen, kan under visse forhold også reagere med vann med frigjøring av hydrogen og dannelse av oksider.

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

b) sure løsninger

(Unntatt konsentrert svovelsyre og salpetersyre uansett konsentrasjon. Se redoksreaksjoner.)

Vennligst merk: ikke bruk uløselig kiselsyre til reaksjoner

Metaller som spenner fra magnesium til hydrogen fortrenger hydrogen fra syrer.

Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H 2

Vær oppmerksom på at det dannes jernholdige salter.

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

Dannelsen av et uløselig salt hindrer reaksjonen i å fortsette. For eksempel reagerer bly praktisk talt ikke med en løsning av svovelsyre på grunn av dannelsen av uløselig blysulfat på overflaten.

Metaller i rekken etter hydrogen fortrenger IKKE hydrogen.

c) saltløsninger

Metaller som står i rekken opp til magnesium og aktivt reagerer med vann, brukes ikke til å utføre slike reaksjoner.

For andre metaller er regelen oppfylt:

Hvert metall fortrenger fra saltløsninger andre metaller som ligger i raden til høyre for det, og kan i seg selv fortrenges av metaller plassert til venstre for det.

Cu + HgCl 2 \u003d Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu

Som med sure løsninger, hindrer dannelsen av et uløselig salt reaksjonen i å fortsette.

d) alkaliske løsninger

Metaller interagerer, hvis hydroksyder er amfotere.

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

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

e) med organiske stoffer

Alkalimetaller med alkoholer og fenol.

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

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

Metaller deltar i reaksjoner med haloalkaner, som brukes til å oppnå lavere sykloalkaner og for synteser, hvor karbonskjelettet til molekylet blir mer komplekst (A. Wurtz-reaksjon):

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

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

ikke-metaller

I enkle stoffer er atomene til ikke-metaller forbundet med en kovalent ikke-polar binding. I dette tilfellet dannes enkle (i H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2), doble (i O 2 molekyler), trippel (i N 2 molekyler) kovalente bindinger.

Strukturen til enkle stoffer - ikke-metaller:

1. molekylær

Under normale forhold er de fleste av disse stoffene gasser (H 2, N 2, O 2, O 3, F 2, Cl 2) eller faste stoffer (I 2, P 4, S 8) og bare et enkelt brom (Br 2) er flytende. Alle disse stoffene har en molekylær struktur, derfor er de flyktige. I fast tilstand er de smeltbare på grunn av den svake intermolekylære interaksjonen som holder molekylene deres i krystallen, og er i stand til sublimering.

2. atom

Disse stoffene er dannet av krystaller, i hvilke noder det er atomer: (B n, C n, Si n, Gen, Se n, Te n). På grunn av den høye styrken til kovalente bindinger har de som regel høy hardhet, og eventuelle endringer forbundet med ødeleggelsen av den kovalente bindingen i krystallene deres (smelting, fordampning) utføres med et stort energiforbruk. Mange av disse stoffene har høye smelte- og kokepunkter, og deres flyktighet er svært lav.

Mange grunnstoffer - ikke-metaller danner flere enkle stoffer - allotropiske modifikasjoner. Allotropi kan assosieres med en annen sammensetning av molekyler: oksygen O 2 og ozon O 3 og med en annen struktur av krystaller: allotropiske modifikasjoner av karbon er grafitt, diamant, karbin, fulleren. Elementer - ikke-metaller med allotropiske modifikasjoner: karbon, silisium, fosfor, arsen, oksygen, svovel, selen, tellur.

Kjemiske egenskaper til ikke-metaller

Atomene til ikke-metaller er dominert av oksiderende egenskaper, det vil si evnen til å feste elektroner. Denne evnen er preget av verdien av elektronegativitet. Blant ikke-metallene

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

elektronegativiteten øker og oksiderende egenskaper forbedres.

Det følger at for enkle stoffer - ikke-metaller, vil både oksiderende og reduserende egenskaper være karakteristiske, med unntak av fluor, det sterkeste oksidasjonsmidlet.

1. Oksiderende egenskaper

a) i reaksjoner med metaller (metaller er alltid reduksjonsmidler)

2Na + S = Na 2S (natriumsulfid)

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

b) i reaksjoner med ikke-metaller plassert til venstre for denne, det vil si med en lavere verdi av elektronegativitet. For eksempel, når fosfor og svovel interagerer, vil svovel være oksidasjonsmidlet, siden fosfor har en lavere elektronegativitetsverdi:

2P + 5S = P 2S 5 (fosfor V-sulfid)

De fleste ikke-metaller vil være oksidasjonsmidler i reaksjoner med hydrogen:

H 2 + S = H 2 S

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

c) i reaksjoner med noen komplekse stoffer

Oksydasjonsmiddel - oksygen, forbrenningsreaksjoner

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Oksidasjonsmiddel - klor

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 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. Restorative egenskaper

a) i reaksjoner med fluor

S + 3F 2 = SF 6

H 2 + F 2 \u003d 2HF

Si + 2F 2 = SiF 4

b) i reaksjoner med oksygen (unntatt fluor)

S + O 2 \u003d SO 2

N 2 + O 2 \u003d 2NO

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

C + O 2 = CO 2

c) i reaksjoner med komplekse stoffer - oksidasjonsmidler

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. Disproporsjoneringsreaksjoner: samme ikke-metall er både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

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

Generelle egenskaper til metaller.

Tilstedeværelsen av valenselektroner som er svakt bundet til kjernen bestemmer de generelle kjemiske egenskapene til metaller. I kjemiske reaksjoner fungerer de alltid som et reduksjonsmiddel; enkle stoffer, metaller, viser aldri oksiderende egenskaper.

Få metaller:
- utvinning fra oksider med karbon (C), karbonmonoksid (CO), hydrogen (H2) eller mer aktivt metall (Al, Ca, Mg);
- utvinning fra saltløsninger med et mer aktivt metall;
- elektrolyse av løsninger eller smelter av metallforbindelser - gjenvinning av de mest aktive metallene (alkali, jordalkalimetaller og aluminium) ved hjelp av elektrisk strøm.

I naturen finnes metaller hovedsakelig i form av forbindelser, kun lavaktive metaller finnes i form av enkle stoffer (native metaller).

Kjemiske egenskaper til metaller.
1. Interaksjon med enkle stoffer ikke-metaller:
De fleste metaller kan oksideres med ikke-metaller som halogener, oksygen, svovel, nitrogen. Men de fleste av disse reaksjonene krever forvarming for å starte. I fremtiden kan reaksjonen fortsette med frigjøring av en stor mengde varme, noe som fører til antennelse av metallet.
Ved romtemperatur er reaksjoner bare mulig mellom de mest aktive metallene (alkali og jordalkali) og de mest aktive ikke-metallene (halogener, oksygen). Alkalimetaller (Na, K) reagerer med oksygen og danner peroksider og superoksider (Na2O2, KO2).

a) interaksjon av metaller med vann.
Ved romtemperatur interagerer alkali- og jordalkalimetaller med vann. Som et resultat av substitusjonsreaksjonen dannes en alkali (løselig base) og hydrogen: Metall + H2O \u003d Me (OH) + H2
Ved oppvarming samhandler andre metaller med vann, og står i aktivitetsserien til venstre for hydrogen. Magnesium reagerer med kokende vann, aluminium - etter en spesiell overflatebehandling, som et resultat dannes det uløselige baser - magnesiumhydroksid eller aluminiumhydroksid - og hydrogen frigjøres. Metaller i aktiviteten spenner fra sink (inklusive) til bly (inklusive) interagerer med vanndamp (dvs. over 100 C), mens oksider av tilsvarende metaller og hydrogen dannes.
Metaller til høyre for hydrogen i aktivitetsserien samhandler ikke med vann.
b) interaksjon med oksider:
aktive metaller interagerer i en substitusjonsreaksjon med oksider av andre metaller eller ikke-metaller, og reduserer dem til enkle stoffer.
c) interaksjon med syrer:
Metaller lokalisert til venstre for hydrogen i aktivitetsserien reagerer med syrer for å frigjøre hydrogen og danner det tilsvarende saltet. Metaller til høyre for hydrogen i aktivitetsserien samhandler ikke med sure løsninger.
Et spesielt sted er okkupert av reaksjonene av metaller med salpetersyre og konsentrerte svovelsyrer. Alle metaller unntatt edle (gull, platina) kan oksideres av disse oksiderende syrene. Som et resultat av disse reaksjonene vil det alltid dannes tilsvarende salter, henholdsvis vann og produktet av nitrogen- eller svovelreduksjon.
d) med alkalier
Metaller som danner amfotere forbindelser (aluminium, beryllium, sink) er i stand til å reagere med smelter (med dannelse av medium salter av aluminater, berylater eller sinkater) eller alkaliløsninger (med dannelse av de tilsvarende komplekse salter). Alle reaksjoner vil produsere hydrogen.
e) I samsvar med posisjonen til metallet i aktivitetsserien, er reaksjoner med reduksjon (fortrengning) av et mindre aktivt metall fra en løsning av dets salt med et annet mer aktivt metall mulig. Som et resultat av reaksjonen dannes et salt av et mer aktivt og enkelt stoff - et mindre aktivt metall.

Generelle egenskaper til ikke-metaller.

Det er mye færre ikke-metaller enn metaller (22 grunnstoffer). Imidlertid er kjemien til ikke-metaller mye mer komplisert på grunn av den større fyllingen av det ytre energinivået til atomene deres.
De fysiske egenskapene til ikke-metaller er mer forskjellige: blant dem er gassformige (fluor, klor, oksygen, nitrogen, hydrogen), væsker (brom) og faste stoffer, som skiller seg sterkt fra hverandre i smeltepunkt. De fleste ikke-metaller leder ikke elektrisitet, men silisium, grafitt, germanium har halvlederegenskaper.
Gassformige, flytende og noen faste ikke-metaller (jod) har en molekylstruktur av krystallgitteret, resten av ikke-metallene har et atomisk krystallgitter.
Fluor, klor, brom, jod, oksygen, nitrogen og hydrogen eksisterer under normale forhold i form av diatomiske molekyler.
Mange ikke-metalliske elementer danner flere allotropiske modifikasjoner av enkle stoffer. Så oksygen har to allotropiske modifikasjoner - oksygen O2 og ozon O3, svovel har tre allotropiske modifikasjoner - rombisk, plastisk og monoklinisk svovel, fosfor har tre allotropiske modifikasjoner - rødt, hvitt og svart fosfor, karbon - seks allotropiske modifikasjoner - sot, grafitt, diamant , karabin, fulleren, grafen.

I motsetning til metaller, som kun har reduserende egenskaper, kan ikke-metaller i reaksjoner med enkle og komplekse stoffer virke både som et reduksjonsmiddel og som et oksidasjonsmiddel. I henhold til deres aktivitet opptar ikke-metaller en viss plass i serien av elektronegativitet. Fluor regnes som det mest aktive ikke-metallet. Den viser bare oksiderende egenskaper. Oksygen er på andre plass når det gjelder aktivitet, nitrogen på tredje, deretter halogener og andre ikke-metaller. Hydrogen har den laveste elektronegativiteten blant ikke-metaller.

Kjemiske egenskaper til ikke-metaller.

1. Interaksjon med enkle stoffer:
Ikke-metaller samhandler med metaller. I en slik reaksjon fungerer metaller som et reduksjonsmiddel, ikke-metaller som et oksidasjonsmiddel. Som et resultat av reaksjonen av forbindelsen dannes binære forbindelser - oksider, peroksider, nitrider, hydrider, salter av oksygenfrie syrer.
I reaksjonene av ikke-metaller med hverandre, viser et mer elektronegativt ikke-metall egenskapene til et oksidasjonsmiddel, et mindre elektronegativt - egenskapene til et reduksjonsmiddel. Som et resultat av forbindelsesreaksjonen dannes binære forbindelser. Det må huskes at ikke-metaller kan vise variable oksidasjonstilstander i forbindelsene sine.
2. Interaksjon med komplekse stoffer:
a) med vann:
Under normale forhold er det kun halogener som interagerer med vann.
b) med oksider av metaller og ikke-metaller:
Mange ikke-metaller kan reagere ved høye temperaturer med oksider av andre ikke-metaller, og redusere dem til enkle stoffer. Ikke-metaller til venstre for svovel i elektronegativitetsserien kan også samhandle med metalloksider, og redusere metaller til enkle stoffer.
c) med syrer:
Noen ikke-metaller kan oksideres med konsentrert svovelsyre eller salpetersyre.
d) med alkalier:
Under påvirkning av alkalier kan noen ikke-metaller gjennomgå dismutering, som både er et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel.
For eksempel, i reaksjonen av halogener med alkaliløsninger uten oppvarming: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O eller ved oppvarming: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) med salter:
Ved interaksjon, som sterke oksidasjonsmidler, viser de reduserende egenskaper.
Halogener (unntatt fluor) inngår substitusjonsreaksjoner med løsninger av salter av halogenhydrogensyrer: et mer aktivt halogen fortrenger et mindre aktivt halogen fra en saltløsning.

Kjemiske egenskaper til enkle stoffer - ikke-metaller

Kjemiske egenskaper av hydrogen

Med tanke på egenskapene til hydrogen som et enkelt stoff, har det likevel mer til felles med halogener. Hydrogen, som halogener, er et ikke-metall og danner diatomiske molekyler på samme måte som dem (H 2 ).

Under normale forhold er hydrogen en gassformig, inaktiv substans. Den lave aktiviteten til hydrogen forklares med den høye styrken til bindingen mellom hydrogenatomer i molekylet, som krever enten sterk oppvarming eller bruk av katalysatorer, eller begge deler samtidig, for å bryte den.

Interaksjon av hydrogen med enkle stoffer

med metaller

Blant metaller reagerer hydrogen kun medalkalisk og jordalkali! Alkalimetaller inkluderer metaller fra hovedundergruppen av den første gruppen (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), og jordalkalimetaller - metallene i hovedundergruppen av den andre gruppen, bortsett fra beryllium og magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Ved interaksjon med aktive metaller utviser hydrogen oksiderende egenskaper, dvs. senker oksidasjonstilstanden. I dette tilfellet dannes hydrider av alkali- og jordalkalimetaller, som har en ionisk struktur. Reaksjonen fortsetter ved oppvarming:

2Na+H 2 = 2 NaH

Ca + H 2 = CaH 2

Det skal bemerkes at interaksjonen med aktive metaller er det eneste tilfellet når molekylært hydrogen H 2 er et oksidasjonsmiddel.

med ikke-metaller

Av ikke-metaller reagerer hydrogen kun med karbon, nitrogen, oksygen, svovel, selen og halogener!

Karbon skal forstås som grafitt eller amorft karbon, siden diamant er en ekstremt inert allotrop modifikasjon av karbon.

Når det interagerer med ikke-metaller, kan hydrogen bare utføre funksjonen til et reduksjonsmiddel, det vil si at det bare kan øke oksidasjonstilstanden:

Interaksjon av hydrogen med komplekse stoffer

med metalloksider

Hydrogen reagerer ikke med metalloksider som er i aktivitetsserien av metaller opp til aluminium (inklusive), men det er i stand til å redusere mange metalloksider til høyre for aluminium ved oppvarming:

med ikke-metalloksider

Av ikke-metalloksider reagerer hydrogen når det varmes opp med oksider av nitrogen, halogener og karbon. Av alle interaksjonene mellom hydrogen og ikke-metalloksider, bør dens reaksjon med karbonmonoksid CO bemerkes spesielt.

Blanding av CO og H 2 har til og med sitt eget navn - "syntesegass", siden, avhengig av forholdene, kan slike etterspurte industriprodukter som metanol, formaldehyd og til og med syntetiske hydrokarboner oppnås fra den:

med syrer

Hydrogen reagerer ikke med uorganiske syrer!

Av de organiske syrene reagerer hydrogen bare med umettede syrer, samt med syrer som inneholder funksjonelle grupper som kan reduseres med hydrogen, spesieltaldehyd-, keto- eller nitrogrupper .

med salter

Når det gjelder vandige løsninger av salter, forekommer ikke deres interaksjon med hydrogen. Imidlertid, når hydrogen føres over faste salter av noen metaller med middels og lav aktivitet, er deres delvis eller fullstendig reduksjon mulig, for eksempel:

Kjemiske egenskaper til halogener

Halogener er de kjemiske elementene i gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At), samt de enkle stoffene de danner. Med mindre annet er angitt, vil halogener heretter forstås som enkle stoffer.

Alle halogener har en molekylær struktur, noe som fører til lave smelte- og kokepunkter for disse stoffene. Halogenmolekyler er diatomiske, dvs. formelen deres kan skrives i generell form som Hal 2 .

Halogen

Fysiske egenskaper

F 2 Lys gul gass med en skarp, irriterende lukt

Cl 2 Gulgrønn gass med en stikkende, kvelende lukt

Br 2 Rødbrun væske med en skarp lukt

Jeg 2 Fast stoff med en skarp lukt, danner svart-fiolette krystaller

Det bør bemerkes en så spesifikk fysisk egenskap av jod som dens evne til å sublimere eller, med andre ord, sublimering. Sublimering er et fenomen der et stoff i fast tilstand ikke smelter ved oppvarming, men går utenom væskefasen og går umiddelbart over i gassform.

Som du vet, avtar elektronegativiteten til ikke-metaller når du beveger deg nedover undergruppen, og derfor reduseres aktiviteten til halogener i serien: F 2 >Cl 2 > Br 2 > jeg 2

Interaksjon av halogener med enkle stoffer

Alle halogener er svært reaktive og reagerer med de fleste enkle stoffer. Det skal imidlertid bemerkes at fluor, på grunn av sin ekstremt høye reaktivitet, kan reagere selv med de enkle stoffene som andre halogener ikke kan reagere med. Slike enkle stoffer inkluderer oksygen, karbon (diamant), nitrogen, platina, gull og noen edle gasser (xenon og krypton). De. faktisk reagerer fluor ikke bare med visse edelgasser.

De resterende halogenene, dvs. klor, brom og jod er også aktive stoffer, men mindre aktive enn fluor. De reagerer med nesten alle enkle stoffer bortsett fra oksygen, nitrogen, karbon i form av diamant, platina, gull og edle gasser.

Interaksjon av halogener med ikke-metaller

hydrogen

Når alle halogener reagerer med hydrogen, dannes det hydrogenhalogenider med den generelle formelen HHal. Samtidig begynner reaksjonen av fluor med hydrogen spontant selv i mørket og fortsetter med en eksplosjon i samsvar med ligningen: H 2 + F 2 = 2HF

Reaksjonen av klor med hydrogen kan initieres ved intens ultrafiolett bestråling eller oppvarming. Lekker også ved en eksplosjon: H 2 +Cl 2 = 2HCl

Brom og jod reagerer med hydrogen bare ved oppvarming, og samtidig reaksjonenmed jod er reversibel: H 2 + Br 2 = 2 HBr

fosfor

Samspillet mellom fluor og fosfor fører til oksidasjon av fosfor til høyeste oksidasjonstilstand (+5). I dette tilfellet oppstår dannelsen av fosforpentafluorid: 2P + 5F 2 = 2PF 5

Når klor og brom interagerer med fosfor, er det mulig å oppnå fosforhalogenider både i + 3 oksidasjonstilstand og i + 5 oksidasjonstilstand, som avhenger av proporsjonene til reaktantene:

Når det gjelder hvitt fosfor i en atmosfære av fluor, klor eller flytende brom, starter reaksjonen spontant.

Interaksjonen mellom fosfor og jod kan føre til dannelse av kun fosfortrijodid på grunn av den betydelig lavere oksidasjonsevnen enn andre halogener:

grå

Fluor oksiderer svovel til høyeste oksidasjonstilstand +6, og danner svovelheksafluorid:

Klor og brom reagerer med svovel, og danner forbindelser som inneholder svovel i oksidasjonstilstander som er ekstremt uvanlige for det +1 og +2. Disse interaksjonene er veldig spesifikke, og for å bestå eksamen i kjemi er det ikke nødvendig å kunne skrive ned likningene til disse interaksjonene. Derfor er følgende tre ligninger gitt snarere for veiledning:

interaksjon av svovel med klor og brom

Samspill mellom halogener og metaller

Som nevnt ovenfor er fluor i stand til å reagere med alle metaller, også slike inaktive som platina og gull:

De resterende halogenene reagerer med alle metaller unntatt platina og gull:

Reaksjoner av halogener med komplekse stoffer

Substitusjonsreaksjoner med halogener

Mer aktive halogener, dvs. hvis kjemiske elementer er plassert høyere i det periodiske systemet, er i stand til å fortrenge mindre aktive halogener fra halogenhydrogensyrene og metallhalogenidene de danner:

På samme måte fortrenger brom og jod svovel fra løsninger av sulfider og/eller hydrogensulfid:

Klor er et sterkere oksidasjonsmiddel og oksiderer hydrogensulfid i den vandige løsningen ikke til svovel, men til svovelsyre:

Interaksjon av halogener med vann

Vann brenner i fluor med en blå flamme i samsvar med reaksjonsligningen:

Brom og klor reagerer annerledes med vann enn fluor. Hvis fluor fungerte som et oksidasjonsmiddel, er klor og brom uforholdsmessig i vann og danner en blanding av syrer. I dette tilfellet er reaksjonene reversible:

Samspillet mellom jod og vann fortsetter i en så ubetydelig grad at det kan neglisjeres og vurderes at reaksjonen ikke fortsetter i det hele tatt.

Interaksjon av halogener med alkaliske løsninger

Fluor, når det interagerer med en vandig løsning av alkali, fungerer igjen som et oksidasjonsmiddel:

Evnen til å skrive denne ligningen er ikke nødvendig for å bestå eksamen. Det er nok å vite fakta om muligheten for en slik interaksjon og den oksiderende rollen til fluor i denne reaksjonen.

I motsetning til fluor er de resterende halogenene uforholdsmessige i alkaliløsninger, det vil si at de samtidig øker og reduserer oksidasjonstilstanden. Samtidig, når det gjelder klor og brom, avhengig av temperaturen, er strømning i to forskjellige retninger mulig. Spesielt i kulde fortsetter reaksjonene som følger:

Jod reagerer med alkalier utelukkende i henhold til det andre alternativet, dvs. med dannelsen av jodat, fordi hypojoditt er ikke stabilt ikke bare ved oppvarming, men også ved normal temperatur og til og med i kulde:

Kjemiske egenskaper til oksygen

Det kjemiske elementet oksygen kan eksistere i form av to allotropiske modifikasjoner, dvs. danner to enkle stoffer. Begge disse stoffene har en molekylær struktur. En av dem har formelen O 2 og har navnet oksygen, dvs. det samme som navnet på det kjemiske elementet som det er dannet med.

Et annet enkelt stoff dannet av oksygen kalles ozon. Ozon består, i motsetning til oksygen, av triatomiske molekyler, dvs. har formelen O 3 .

Siden den viktigste og vanligste formen for oksygen er molekylært oksygen O 2 Først av alt vil vi vurdere dens kjemiske egenskaper.

Det kjemiske elementet oksygen er på andreplass når det gjelder elektronegativitet blant alle grunnstoffene og er nest etter fluor. I denne forbindelse er det logisk å anta den høye aktiviteten til oksygen og tilstedeværelsen av nesten utelukkende oksiderende egenskaper i den. Faktisk er listen over enkle og komplekse stoffer som oksygen kan reagere med enorm. Det skal imidlertid bemerkes at siden det er en sterk dobbeltbinding i oksygenmolekylet, krever de fleste reaksjoner med oksygen bruk av varme. Oftest kreves sterk oppvarming helt i begynnelsen av reaksjonen (tenning), hvoretter mange reaksjoner foregår uavhengig uten varmetilførsel fra utsiden.

Blant enkle stoffer er det kun edelmetaller (Ag, Pt, Au), halogener og inerte gasser som ikke oksideres av oksygen.

Svovel brenner i oksygen for å danne svoveldioksid:

Karakteristiske kjemiske egenskaper til oksygen og svovel

Fosfor avhengig av overskudd eller mangel på oksygen, kan det danne både fosfor (V) oksid og fosfor (III) oksid:

Interaksjon av oksygenmed nitrogen fortsetter under ekstremt tøffe forhold, siden bindingsenergiene i oksygen og spesielt nitrogenmolekyler er svært høye. Den høye elektronegativiteten til begge elementene bidrar også til kompleksiteten til reaksjonen. Reaksjonen begynner bare ved temperaturer over 2000 o C og er reversibel:

Ikke alle enkle stoffer reagerer med oksygen og danner oksider. Så, for eksempel, natrium, brennende i oksygen, danner et peroksid:

Oftest, når komplekse stoffer brennes i oksygen, dannes en blanding av oksider av elementene som dannet det opprinnelige stoffet. For eksempel:

Men når nitrogenholdige organiske stoffer brennes i oksygen, dannes molekylært nitrogen N i stedet for nitrogenoksid. 2 . For eksempel:

Når klorderivater brennes i oksygen, dannes hydrogenklorid i stedet for kloroksider:

Kjemiske egenskaper til ozon:

Ozon er et sterkere oksidasjonsmiddel enn oksygen. Dette skyldes det faktum at en av oksygen-oksygenbindingene i ozonmolekylet brytes lett og som et resultat dannes ekstremt aktivt atomært oksygen. Ozon, i motsetning til oksygen, krever ikke oppvarming for å manifestere sine høye oksiderende egenskaper. Den viser sin aktivitet ved vanlige og til og med lave temperaturer: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2

Som nevnt over,sølv reagerer ikke med oksygen, men det reagerer med ozon:

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

En kvalitativ reaksjon på tilstedeværelsen av ozon er at når testgassen føres gjennom en løsning av kaliumjodid, observeres dannelsen av jod:

2KI+O 3 + H 2 O=I 2 ↓ +O 2 + 2KOH

Kjemiske egenskaper til svovel

Svovel som et kjemisk grunnstoff kan eksistere i flere allotropiske modifikasjoner. Skille rombisk, monoklinisk og plastisk svovel. Monoklin svovel kan oppnås ved langsom avkjøling av en rombisk svovelsmelte, mens plast tvert imot oppnås ved skarp avkjøling av en svovelsmelte som tidligere er kokt opp. Plastsvovel har en sjelden egenskap av elastisitet for uorganiske stoffer - det er i stand til å strekke seg reversibelt under påvirkning av en ytre kraft, og går tilbake til sin opprinnelige form når denne effekten er avsluttet. Det rombiske svovelet er det mest stabile under normale forhold, og alle andre allotropiske modifikasjoner går inn i det over tid.

De rombiske svovelmolekylene består av åtte atomer, dvs. formelen kan skrives som S 8 . Men siden de kjemiske egenskapene til alle modifikasjoner er ganske like, for ikke å gjøre det vanskelig å skrive reaksjonsligningene, er ethvert svovel ganske enkelt betegnet med symbolet S.

Svovel kan samhandle med både enkle og komplekse stoffer. I kjemiske reaksjoner viser den både oksiderende og reduserende egenskaper.

Oksiderende egenskaper av svovel vises når det interagerer med metaller, så vel som ikke-metaller dannet av atomer av et mindre elektronegativt element (hydrogen, karbon, fosfor):

Som et reduksjonsmiddel virker svovel når det interagerer med ikke-metaller dannet av mer elektronegative elementer (oksygen, halogener), samt komplekse stoffer med en uttalt oksiderende funksjon, for eksempel konsentrert svovelsyre og salpetersyre:

Svovel interagerer også under koking med konsentrerte vandige løsninger av alkalier. Samhandlingen foregår i henhold til type disproporsjonering, dvs. svovel både senker og øker oksidasjonstilstanden:

Kjemiske egenskaper av nitrogen

Det kjemiske grunnstoffet nitrogen danner bare ett enkelt stoff. Dette stoffet er gassformet og dannes av diatomiske molekyler, dvs. har formelen N 2 . Til tross for at det kjemiske elementet nitrogen har høy elektronegativitet, molekylært nitrogen N 2 er et ekstremt inert stoff. Dette faktum skyldes det faktum at en ekstremt sterk trippelbinding (N≡N) finner sted i nitrogenmolekylet. Av denne grunn foregår nesten alle reaksjoner med nitrogen bare ved forhøyede temperaturer.

Interaksjon av nitrogen med metaller

Det eneste stoffet som reagerer med nitrogen under normale forhold er litium:

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

Samspillet mellom nitrogen og metaller med middels og lav aktivitet (unntatt Pt og Au) er også mulig, men krever uforlignelig høyere temperaturer.

Interaksjon av nitrogen med ikke-metaller

Nitrogen reagerer med hydrogen når det varmes opp i nærvær av katalysatorer. Reaksjonen er reversibel, derfor, for å øke ammoniakkutbyttet i industrien, utføres prosessen ved høyt trykk:

Som reduksjonsmiddel reagerer nitrogen med fluor og oksygen. Med fluor fortsetter reaksjonen under påvirkning av en elektrisk utladning:

Med oksygen fortsetter reaksjonen under påvirkning av en elektrisk utladning eller ved en temperatur på mer enn 2000 O C og er reversibel:

Av ikke-metaller reagerer ikke nitrogen med halogener og svovel.

Samspillet mellom nitrogen og komplekse stoffer

Som en del av USE-skolekurset kan vi anta at nitrogen ikke reagerer med andre komplekse stoffer enn aktive metallhydrider:

Fosfors kjemiske egenskaper

Det er flere allotropiske modifikasjoner av fosfor, spesielt hvitt fosfor, rødt fosfor og svart fosfor.

Hvitt fosfor dannes av fire-atomiske molekyler P 4 , er ikke en stabil modifikasjon av fosfor. Giftig. I romtemperatur er den myk og kan i likhet med voks enkelt skjæres med en kniv. I luft oksiderer den sakte, og på grunn av særegenhetene ved mekanismen for slik oksidasjon, lyser den i mørket (fenomenet kjemiluminescens). Selv med lav oppvarming er spontan antennelse av hvitt fosfor mulig.

Av alle allotropiske modifikasjoner er hvit fosfor den mest aktive.

Rødt fosfor består av lange molekyler med variabel sammensetning Pn. Noen kilder indikerer at den har en atomstruktur, men det er likevel mer riktig å betrakte strukturen som molekylær. På grunn av strukturelle egenskaper er det et mindre aktivt stoff sammenlignet med hvitt fosfor, spesielt, i motsetning til hvitt fosfor, oksiderer det mye langsommere i luft og krever tenning for å antenne det.

Svart fosfor består av kontinuerlige Pn-kjeder og har en lagdelt struktur som ligner på grafitt, og det er derfor det ser ut som det. Denne allotropiske modifikasjonen har en atomstruktur. Den mest stabile av alle allotropiske modifikasjoner av fosfor, den mest kjemisk passive. Av denne grunn bør de kjemiske egenskapene til fosfor som er omtalt nedenfor, primært tilskrives hvitt og rødt fosfor.

Samspillet mellom fosfor og ikke-metaller

Reaktiviteten til fosfor er høyere enn for nitrogen. Så fosfor er i stand til å brenne etter antennelse under normale forhold, og danner et surt oksid P 2 O 5 :

og med mangel på oksygen, fosfor (III) oksid:

Reaksjonen med halogener foregår også intensivt. Så under klorering og bromering av fosfor, avhengig av proporsjonene av reagensene, dannes fosfortrihalogenider eller pentahalider:

På grunn av de betydelig svakere oksidasjonsegenskapene til jod sammenlignet med andre halogener, er det mulig å oksidere fosfor med jod kun til en oksidasjonstilstand på +3:

I motsetning til nitrogen, reagerer ikke fosfor med hydrogen.

Samspillet mellom fosfor og metaller

Fosfor reagerer når det varmes opp med aktive metaller og metaller med middels aktivitet for å danne fosfider:

Samspillet mellom fosfor og komplekse stoffer

Fosfor oksideres av oksiderende syrer, spesielt konsentrerte salpetersyrer og svovelsyrer:

interaksjon av fosfor med oksiderende syrer

Du bør vite at hvitt fosfor reagerer med vandige løsninger av alkalier. Men på grunn av spesifisiteten har det ennå ikke vært nødvendig å skrive ned ligningene for slike interaksjoner for Unified State Examination in Chemistry.

Likevel, for de som hevder 100 poeng, for sin egen sjelefred, kan du huske følgende funksjoner i samspillet mellom fosfor og alkaliske løsninger i kulde og ved oppvarming.

I kulde går interaksjonen mellom hvitt fosfor og alkaliske løsninger sakte. Reaksjonen er ledsaget av dannelsengass ​​med lukten av råtten fisk - fosfin og forbindelser med en sjelden oksidasjonstilstand av fosfor +1:

Når hvitt fosfor interagerer med en konsentrert alkaliløsning, frigjøres hydrogen under koking og fosfitt dannes:

Kjemiske egenskaper til karbon

Karbon er i stand til å danne flere allotropiske modifikasjoner. Disse er diamant (den mest inerte allotropiske modifikasjonen), grafitt, fulleren og karbin.

Kull og sot er amorft karbon. Karbon i denne tilstanden har ikke en ordnet struktur og består faktisk av de minste fragmentene av grafittlag. Amorft karbon behandlet med varmtvannsdamp kalles aktivert karbon. 1 gram aktivert karbon, på grunn av tilstedeværelsen av mange porer i det, har en total overflate på mer enn tre hundre kvadratmeter! På grunn av sin evne til å absorbere ulike stoffer, er aktivt karbon mye brukt som filterfyllstoff, samt en enterosorbent for ulike typer forgiftning.

Fra et kjemisk synspunkt er amorft karbon dens mest aktive form, grafitt har middels aktivitet, og diamant er et ekstremt inert stoff. Av denne grunn bør de kjemiske egenskapene til karbon vurdert nedenfor først og fremst tilskrives amorft karbon.

Reduserende egenskaper av karbon

Som et reduksjonsmiddel reagerer karbon med ikke-metaller som oksygen, halogener og svovel.

Avhengig av overskudd eller mangel på oksygen, kan kullforbrenning produsere karbonmonoksid CO eller karbondioksid CO 2 :

Når karbon interagerer med fluor karbontetrafluorid dannes:

Når karbon varmes opp med svovel karbondisulfid CS dannes 2 :

Karbon kan redusere metaller etter aluminium i aktivitetsserien til deres oksider. For eksempel:

Ogsåkarbon reagerer også med oksider av aktive metaller , men i dette tilfellet er det som regel ikke reduksjonen av metallet som observeres, men dannelsen av karbiden:

Interaksjon av karbon med ikke-metalloksider

Karbon går inn i en ko-proporsjoneringsreaksjon med karbondioksid CO 2 :

En av de viktigste prosessene fra et industrielt synspunkt er såkalt dampreforming av kull. Prosessen utføres ved å lede vanndamp gjennom varmt kull. I dette tilfellet skjer følgende reaksjon:

Ved høye temperaturer er karbon i stand til å redusere selv en slik inert forbindelse som silisiumdioksid. I dette tilfellet, avhengig av forholdene, er dannelsen av silisium eller silisiumkarbid (karborundum) mulig:

Dessuten reagerer karbon som reduksjonsmiddel med oksiderende syrer, spesielt konsentrerte svovelsyrer og salpetersyrer:

Oksiderende egenskaper av karbon

Det kjemiske elementet karbon er ikke svært elektronegativt, så de enkle stoffene det danner viser sjelden oksiderende egenskaper i forhold til andre ikke-metaller.

Et eksempel på slike reaksjoner er interaksjonen av amorft karbon med hydrogen når det oppvarmes i nærvær av en katalysator:

samt med silisium ved en temperatur på 1200-1300 O MED:

Karbon har oksiderende egenskaper i forhold til metaller . Karbon er i stand til å reagere med aktive metaller og noen metaller med middels aktivitet. Reaksjoner fortsetter ved oppvarming:

Aktive metallkarbider hydrolyseres av vann:

samt løsninger av ikke-oksiderende syrer:

I dette tilfellet dannes det hydrokarboner som inneholder karbon i samme oksidasjonstilstand som i det opprinnelige karbidet.

Kjemiske egenskaper til silisium

Silisium kan eksistere, så vel som karbon i krystallinsk og amorf tilstand, og akkurat som i tilfellet med karbon, er amorft silisium betydelig mer kjemisk aktivt enn krystallinsk silisium.

Noen ganger kalles amorft og krystallinsk silisium dets allotropiske modifikasjoner, noe som strengt tatt ikke er helt sant. Amorft silisium er i hovedsak et konglomerat av de minste partiklene av krystallinsk silisium tilfeldig anordnet i forhold til hverandre.

Interaksjon av silisium med enkle stoffer

ikke-metaller

Under normale forhold reagerer silisium, på grunn av sin treghet, bare med fluor:

Si+2F 2 = SiF 4

Silisium reagerer med klor, brom og jod kun ved oppvarming. Det er karakteristisk at, avhengig av aktiviteten til halogenet, kreves en tilsvarende forskjellig temperatur:

Alle silisiumhalogenider hydrolyseres lett av vann:

samt alkaliske løsninger:

Reaksjonen av silisium med oksygen fortsetter, men krever veldig sterk oppvarming (1200-1300 O C) på grunn av det faktum at en sterk oksidfilm gjør det vanskelig å samhandle:

Ved en temperatur på 1200-1500 O Med silisium interagerer sakte med karbon i form av grafitt med dannelsen av karborundum SiC - et stoff med et atomisk krystallgitter som ligner på diamant og nesten ikke er dårligere enn det i styrke:

Silisium reagerer ikke med hydrogen.

metaller

På grunn av sin lave elektronegativitet kan hydrogen kun vise oksiderende egenskaper med hensyn til metaller. Av metaller reagerer silisium med aktiv (alkalisk og jordalkali), samt mange metaller med middels aktivitet. Som et resultat av denne interaksjonen dannes silicider: 2Mg + Si = Mg 2 Si

Silicider av aktive metaller hydrolyseres lett med vann eller fortynnede løsninger av ikke-oksiderende syrer:

Dette gir en gasssilan SiH 4 – analog av metan CH 4 .

Interaksjon av silisium med komplekse stoffer

Silisium reagerer ikke med vann selv ved koking, men amorft silisium interagerer med overopphetet vanndamp ved en temperatur på ca. 400-500 O C. Dette produserer hydrogen og silisiumdioksid:

Av alle syrer reagerer silisium (i sin amorfe tilstand) bare med konsentrert flussyre:

Silisium løses opp i konsentrerte alkaliløsninger. Reaksjonen er ledsaget av utviklingen av hydrogen: