Właściwości prostych substancji metali i niemetali ZASTOSOWANIE. Właściwości chemiczne prostych substancji metali i niemetali

METALE, ICH WŁAŚCIWOŚCI, POZYSKIWANIE, ZASTOSOWANIE. ELEKTROLIZA.

1. Nie reaguje z wodą:

1) magnez 2) beryl 3) bar 4) stront

2. Reakcja rozcieńczonego kwasu azotowego z miedzią odpowiada równaniu:

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

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

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

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

3. Porównać procesy zachodzące na elektrodach podczas elektrolizy stopu i roztworu chlorku sodu.

4. Podczas elektrolizy roztworu AgNO 3 na katodzie jest zwolniony:

1) srebro 2) wodór 3) srebro i wodór 4) tlen i wodór

5. Podczas elektrolizy roztworu chlorku potasu na katodzie zachodzi:

1) redukcja wody 2) utlenianie wody

3) redukcja jonów potasu 4) utlenianie chloru

6. Jaki proces zachodzi na anodzie miedzianej podczas elektrolizy roztworu bromku sodu?

1) utlenianie wody 2) utlenianie jonów bromu

3) utlenianie miedzi 4) odzysk miedzi

7. Reakcja jest możliwa między:

1) Ag i K 2 SO 4 (roztwór) 2) Zn i KCl (roztwór)

3) Mg i SnCl 2 (roztwór) 4) Ag i CuSO 4 (rozwiązanie)

8. W jakiej kolejności te metale ulegają redukcji podczas elektrolizy roztworów ich soli?

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

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

9. Ze stężonym HNO 3 bez ogrzewania nie oddziałuje:

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

10. Kwas azotowy gromadzi się w elektrolizerze, gdy prąd elektryczny przechodzi przez roztwór wodny

1) azotan wapnia 2) azotan srebra 3) azotan glinu 4) azotan cezu

11. Z poniższych metali najbardziej aktywny jest:

1) beryl 2) magnez 3) wapń 4) bar

12. Żelazo reaguje z każdą z dwóch substancji:

1) chlorek sodu i azot 2) tlen i chlor

3) tlenek glinu i węglan potasu 4) woda i wodorotlenek glinu

13. Każdy z dwóch metali reaguje z wodą w temperaturze pokojowej:

1) bar i miedź 2) glin i rtęć 3) wapń i lit 4) srebro i sód

14. Po stopieniu aluminium z wodorotlenkiem sodu powstaje:

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

15. Z rozcieńczonym HNO 3 bez ogrzewania nie oddziałuje:

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

16. Wodór nie jest wypierany z kwasów:

1) chrom 2) żelazo 3) miedź 4) cynk

17. Miedź rozpuszcza się w rozcieńczonym wodnym roztworze kwasu:

1) siarkowy 2) chlorowodorowy 3) azot 4) fluorowodorowy

18. Produkty miedziane mające kontakt z powietrzem są stopniowo pokrywane zieloną powłoką, głównym składnikiem

Elementem którego jest:

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

19. Podczas ogrzewania magnezu w atmosferze azotu:

1) reakcja nie zachodzi 2) powstaje azotek magnezu

3) powstaje azotyn magnezu 4) powstaje azotan magnezu

20. W zwykłej temperaturze magneznie oddziałuje Z:

Woda

B) roztwory alkaliczne

C) rozcieńczyć H 2 SO 4 i HNO 3

D) stężony H 2 SO 4 i HNO 3

D) szary

Odpowiadać:

21. W temperaturze pokojowej chrom wchodzi w interakcję z:

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

Odpowiadać: ____________________ . (Zapisz odpowiednie litery w kolejności alfabetycznej.)

22. Podczas elektrolizy wodnego roztworu KI nie wygenerowano:

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

23. Substancja, z której podczas elektrolizy roztworu wodnego i stopu powstają te same produkty,

Formuła:

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

24. Substancje gazowe zostaną uwolnione na katodzie i anodzie podczas elektrolizy roztworu wodnego:

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

25. Podczas elektrolizy roztworu Cr 2 (SO 4 ) 3 na katodzie jest zwolniony:

1) tlen 2) wodór i chrom 3) chrom 4) tlen i chrom 26. Dwie obojętne elektrody zostały umieszczone w szklance zawierającej mieszaninę wodnych roztworów soli o tym samym stężeniu

Cium AgNO 3 , Cu(NO 3 ) 2 , Hg(NO 3 ) 2 , NaNO 3 . Pierwsze cząstki podlegające redukcji podczas elektrolizy to:

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

27. Podczas elektrolizy rozcieńczonego wodnego roztworu Ni (NO 3 ) 2 na katodzie jest zwolniony:

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

28. Kwas azotowy gromadzi się w ogniwie elektrolitycznym, gdy prąd elektryczny przepływa przez roztwór wodny.

1) azotan potasu 2) azotan glinu 3) azotan magnezu 4) azotan miedzi

29. Uwalnianie tlenu następuje podczas elektrolizy wodnego roztworu soli:

30. Podczas elektrolizy wodnego roztworu azotanu srebra na katodzie powstaje:

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

31. Wapń w przemyśle jest pozyskiwany przez:

1) elektroliza roztworu CaCl 2 2) elektroliza stopionego CaCl 2

3) elektroliza roztworu Ca(OH) 2 4) działanie bardziej aktywnego metalu na wodne roztwory soli

32. Podczas elektrolizy roztworu jodku sodu na katodzie kolor lakmusu w roztworze:

1) czerwony 2) niebieski 3) fioletowy 4) żółty

33. Podczas elektrolizy wodnego roztworu azotanu potasu na anodzie uwalniane są:

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

34. Wodór powstaje podczas elektrolizy roztworu wodnego:

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

35. Gdy lit wchodzi w interakcję z wodą, powstaje wodór i:

1) tlenek 2) nadtlenek 3) wodorek 4) wodorotlenek

36. Właściwości metaliczne najsłabiej wyraża się w:

1) sód 2) magnez 3) wapń 4) glin

37. Czy poniższe oceny dotyczące metali alkalicznych są prawidłowe?

ALE. We wszystkich związkach mają stopień utlenienia +1.

B. Z niemetalami tworzą związki z wiązaniami jonowymi.

1) tylko A jest prawdziwe 2) tylko B jest prawdziwe

3) oba osądy są prawdziwe 4) oba osądy są błędne

38. W temperaturze pokojowej chrom wchodzi w interakcję z:

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

39. Gdy chrom wchodzi w interakcję z kwasem solnym, powstają:

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

40. Miedź nie oddziałuje Z:

1) rozcieńczyć HNO 3 2) stężony HNO 3

3) rozcieńczony HCl 4) stężony H 2 SO 4

41. Który z metali? nie przemieszcza się wodór z rozcieńczonego kwasu siarkowego?

1) żelazo 2) chrom 3) miedź 4) cynk

42. Reaguje najsilniej z wodą:

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

43. W normalnych warunkach reaguje z wodą:

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

44. W wyniku reakcji wapnia z wodą powstają:

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

45. Reakcja chemiczna nie dzieje się między:

1) Zn i HCl 2) Al i HCl 3) Mg i H 2 SO 4 (różn.) 4) Ag i H 2 SO 4 (różn.)

46. ​​​​Kwas solny reaguje z:

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

47. W przypadku aluminium, w normalnych warunkach, interakcja z:

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

Odpowiadać: ____________________ . (Zapisz odpowiednie litery w kolejności alfabetycznej.)

48. Ustal zgodność między materiałami wyjściowymi a produktami reakcji redoks.

SUBSTANCJE STARTOWE PRODUKTY REAKCJI

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

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

E) FeCl3 + H2

E) FeCl3

49. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy wody

Roztwór siarczanu miedzi(II) na elektrodach obojętnych.

50. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy roztworu wodnego

Chlorek baru na elektrodach obojętnych.

51. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy roztworu wodnego

Jodek potasu na elektrodach obojętnych.

52. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy roztworu wodnego

Kwas siarkowy na elektrodach obojętnych.

53. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy roztworu wodnego

Bromek litu na elektrodach obojętnych.

54. W normalnych warunkach wapń reaguje z:

1) tlen 2) węgiel 3) siarka 4) azot

55. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy roztworu wodnego

Azotan potasu na elektrodach obojętnych.

56. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy roztworu wodnego

Siarczan sodu na elektrodach obojętnych.

57. W zwykłej temperaturze miedź reaguje z:

1) woda 2) tlen 3) kwas solny 4) kwas azotowy

58. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy roztworu wodnego

Wodorotlenek potasu na elektrodach obojętnych.

59. Rozpuszcza się w rozcieńczonym kwasie siarkowym:

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

60. Napisz równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie oraz ogólne równanie elektrolizy roztworu wodnego

Kwas azotowy na elektrodach obojętnych.

61. Po podgrzaniu miedź reaguje z:

1) wodór 2) kwas siarkowy

Lekcja wideo 1: Chemia nieorganiczna. Metale: alkaliczne, ziem alkalicznych, aluminium

Lekcja wideo 2: metale przejściowe

Wykład: Charakterystyczne właściwości chemiczne i wytwarzanie prostych substancji - metale: alkalia, ziemie alkaliczne, aluminium; elementy przejściowe (miedź, cynk, chrom, żelazo)

Właściwości chemiczne metali

Wszystkie metale w reakcjach chemicznych przejawiają się jako czynniki redukujące. Łatwo rozstają się z elektronami walencyjnymi, jednocześnie utleniając się. Przypomnijmy, że im dalej w lewo w elektrochemicznej serii napięć znajduje się metal, tym silniejszy jest środek redukujący. Dlatego najsilniejszy jest lit, najsłabszy jest złoto i odwrotnie, złoto jest najsilniejszym utleniaczem, a lit jest najsłabszym.

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

Wszystkie metale wypierają inne metale z roztworu soli, tj. przywrócić je. Wszystkie z wyjątkiem metali alkalicznych i ziem alkalicznych, ponieważ wchodzą w interakcję z wodą. Metale znajdujące się przed H wypierają go z roztworów rozcieńczonych kwasów i same w nich rozpuszczają się.

Rozważ kilka ogólnych właściwości chemicznych metali:

• Oddziaływanie metali z tlenem tworzy tlenki podstawowe (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O itp.) lub amfoteryczne (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 itp.).
• Oddziaływanie metali z halogenami (główna podgrupa grupy VII) tworzy kwasy halogenowodorowe (HF - fluorowodór, HCl - chlorowodór itp.).
• Oddziaływanie metali z niemetalami tworzy sole (chlorki, siarczki, azotki itp.).
• Oddziaływanie metali z metalami tworzy związki międzymetaliczne (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni itp.).
• Oddziaływanie aktywnych metali z wodorem tworzy wodorki (NaH, CaH 2, KH itp.).
• Oddziaływanie metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych z wodą tworzy zasady (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2 itp.).
• Oddziaływanie metali (tylko te stojące w szeregu elektrochemicznym do H) z kwasami tworzy sole (siarczany, azotyny, fosforany itp.). Należy pamiętać, że metale dość niechętnie reagują z kwasami, natomiast prawie zawsze wchodzą w interakcje z zasadami i solami. Aby zaszła reakcja metalu z kwasem, metal musi być aktywny, a kwas silny.

Właściwości chemiczne metali alkalicznych

Grupa metali alkalicznych obejmuje następujące pierwiastki chemiczne: lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs), fran (Fr). W miarę przemieszczania się od góry do dołu w I grupie układu okresowego pierwiastków, ich promienie atomowe rosną, co oznacza, że ​​zwiększają się ich właściwości metaliczne i redukujące.

Rozważ właściwości chemiczne metali alkalicznych:

• Nie wykazują oznak amfoteryczności, ponieważ mają ujemne wartości potencjałów elektrod.
• Najsilniejsze środki redukujące spośród wszystkich metali.
• W związkach wykazują tylko stopień utlenienia +1.
• Dając pojedynczy elektron walencyjny, atomy tych pierwiastków chemicznych są przekształcane w kationy.
• Tworzą liczne związki jonowe.
• Prawie wszystkie są rozpuszczalne w wodzie.

Oddziaływanie metali alkalicznych z innymi pierwiastkami:

1. Z tlenem tworzą poszczególne związki, więc tlenek tworzy tylko lit (Li 2 O), sód tworzy nadtlenek (Na 2 O 2), a potas, rubid i cez tworzą ponadtlenki (KO 2, RbO 2 , CsO 2).

2. Z wodą, tworząc alkalia i wodór. Pamiętaj, te reakcje są wybuchowe. Bez wybuchu tylko lit reaguje z wodą:

2Li + 2H2O → 2LiO H + H2.

3. Z halogenami tworzącymi halogenki (NaCl - chlorek sodu, NaBr - bromek sodu, NaI - jodek sodu itp.).

4. Z wodorem po podgrzaniu, tworząc wodorki (LiH, NaH itp.)

5. Z siarką po podgrzaniu, tworząc siarczki (Na 2 S, K 2 S itp.). Są bezbarwne i dobrze rozpuszczalne w wodzie.

6. Z fosforem po podgrzaniu, tworząc fosforki (Na 3 P, Li 3 P itp.), Są bardzo wrażliwe na wilgoć i powietrze.

7. Z węglem po podgrzaniu węgliki tworzą tylko lit i sód (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), natomiast potas, rubid i cez nie tworzą węglików, tworzą z grafitem związki dwuskładnikowe (C 8 Rb, C 8 Cs, itp.) .

8. W normalnych warunkach tylko lit reaguje z azotem tworząc azotek Li 3 N, z innymi metalami alkalicznymi reakcja jest możliwa tylko po podgrzaniu.

9. Reagują wybuchowo z kwasami, więc prowadzenie takich reakcji jest bardzo niebezpieczne. Reakcje te są niejednoznaczne, ponieważ metal alkaliczny aktywnie reaguje z wodą, tworząc zasadę, która jest następnie neutralizowana przez kwas. Stwarza to konkurencję między zasadą a kwasem.

10. Z amoniakiem tworząc amidy - analogi wodorotlenków, ale mocniejsze zasady (NaNH 2 - amid sodu, KNH 2 - amid potasu itp.).

11. Z alkoholami, tworząc alkoholany.

Frank jest radioaktywnym metalem alkalicznym, jednym z najrzadszych i najmniej stabilnych pierwiastków promieniotwórczych. Jego właściwości chemiczne nie są dobrze poznane.

Do pozyskiwania metali alkalicznych wykorzystują głównie elektrolizę wytopów ich halogenków, najczęściej chlorków, które tworzą naturalne minerały:

• NaCl → 2Na + Cl2.

• Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO.

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

• KCl + Na → K + NaCl.

Właściwości chemiczne metali ziem alkalicznych

Metale ziem alkalicznych obejmują pierwiastki z głównej podgrupy grupy II: wapń (Ca), stront (Sr), bar (Ba), rad (Ra). Aktywność chemiczna tych pierwiastków rośnie tak samo jak metali alkalicznych, tj. rosnące w dół podgrupy.

Właściwości chemiczne metali ziem alkalicznych:

Struktura powłok walencyjnych atomów tych pierwiastków ns 2 .

• Dając dwa elektrony walencyjne, atomy tych pierwiastków chemicznych przekształcają się w kationy.
• Związki wykazują stopień utlenienia +2.
• Ładunki jąder atomowych są o jeden większe niż ładunków pierwiastków alkalicznych z tych samych okresów, co prowadzi do zmniejszenia promienia atomów i wzrostu potencjałów jonizacyjnych.

Oddziaływanie metali ziem alkalicznych z innymi pierwiastkami:

1. Z tlenem wszystkie metale ziem alkalicznych, z wyjątkiem baru, tworzą tlenki, bar tworzy nadtlenek BaO 2. Spośród tych metali, beryl i magnez, pokryte cienką ochronną warstwą tlenku, oddziałują z tlenem tylko przy bardzo wysokiej temperaturze. Podstawowe tlenki metali ziem alkalicznych reagują z wodą, z wyjątkiem tlenku berylu BeO, który ma właściwości amfoteryczne. Reakcja tlenku wapnia i wody nazywana jest reakcją gaszenia wapna. Jeśli odczynnikiem jest CaO, powstaje wapno palone, jeśli Ca(OH) 2 jest gaszone. Również zasadowe tlenki reagują z kwaśnymi tlenkami i kwasami. Na przykład:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Metale ziem alkalicznych i ich tlenki tworzą z wodą wodorotlenki - białe krystaliczne substancje, które w porównaniu z wodorotlenkami metali alkalicznych są słabiej rozpuszczalne w wodzie. Wodorotlenki metali ziem alkalicznych są alkaliami, z wyjątkiem amfoterycznego Be(OH ) 2 i słaba podstawa Mg(OH)2. Ponieważ beryl nie reaguje z wodą, Be (OH ) 2 można otrzymać innymi sposobami, na przykład przez hydrolizę azotku:

• Bądź 3 N 2+ 6H2O → 3 Być (OH)2+ 2N N 3.

3. W normalnych warunkach wszystko reaguje z halogenami, z wyjątkiem berylu. Ten ostatni reaguje tylko przy wysokim t. Powstają halogenki (MgI 2 - jodek magnezu, CaI 2 - jodek wapnia, CaBr 2 - bromek wapnia itp.).

4. Wszystkie metale ziem alkalicznych, z wyjątkiem berylu, reagują z wodorem po podgrzaniu. Tworzą się wodorki (BaH2, CaH2 itd.). Do reakcji magnezu z wodorem, oprócz wysokiej t, wymagane jest również zwiększone ciśnienie wodoru.

5. Siarka tworzy siarczki. Na przykład:

• Ca + S → CaS.

Siarczki są wykorzystywane do otrzymywania kwasu siarkowego i odpowiednich metali.

6. Tworzą azotki z azotem. Na przykład:

• 3Być + N 2 → Bądź 3 N 2.

7. Z kwasami, tworząc sole odpowiedniego kwasu i wodoru. Na przykład:

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

Reakcje te przebiegają w taki sam sposób jak w przypadku metali alkalicznych.

Otrzymywanie metali ziem alkalicznych:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al 2 O 3

• CaCl2 → Ca + Cl2

Właściwości chemiczne aluminium

Aluminium to aktywny, lekki metal, numer 13 w tabeli. W naturze najczęstszy ze wszystkich metali. A z pierwiastków chemicznych zajmuje trzecie miejsce pod względem dystrybucji. Wysokie ciepło i przewodnik elektryczny. Odporny na korozję, ponieważ pokryty jest warstwą tlenku. Temperatura topnienia wynosi 660 0 С.

Rozważ właściwości chemiczne i interakcje aluminium z innymi pierwiastkami:

1. We wszystkich związkach glin jest na stopniu utlenienia +3.

2. Wykazuje właściwości redukujące w prawie wszystkich reakcjach.

3. Metal amfoteryczny wykazuje zarówno właściwości kwasowe, jak i zasadowe.

4. Odzyskuje wiele metali z tlenków. Ta metoda pozyskiwania metali nazywana jest aluminotermią. Przykład pozyskiwania chromu:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Cr.

5. Reaguje ze wszystkimi rozcieńczonymi kwasami, tworząc sole i uwalniając wodór. Na przykład:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 3H2SO4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

W stężonym HNO 3 i H 2 SO 4 aluminium jest pasywowane. Dzięki temu możliwe jest przechowywanie i transport tych kwasów w pojemnikach wykonanych z aluminium.

6. Współdziała z zasadami, ponieważ rozpuszczają warstwę tlenku.

7. Reaguje ze wszystkimi niemetalami z wyjątkiem wodoru. Do przeprowadzenia reakcji z tlenem potrzebny jest drobno rozdrobniony glin. Reakcja jest możliwa tylko przy wysokim t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al2O 3 .

Zgodnie z efektem termicznym reakcja ta jest egzotermiczna. Oddziaływanie z siarką tworzy siarczek glinu Al 2 S 3 , z fosforkiem AlP, z azotkiem azotu AlN, z węglikiem węgla Al 4 C 3 .

8. Oddziałuje z innymi metalami, tworząc aluminidy (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7 itp.).

Metaliczne aluminium jest otrzymywane przez elektrolizę roztworu tlenku glinu Al 2 O 3 w stopionym kriolicie Na 2 AlF 6 w temperaturze 960-970°C.

• 2Al2O3 → 4Al + 3O 2 .
  

Właściwości chemiczne pierwiastków przejściowych

Elementy przejściowe obejmują elementy podgrup wtórnych układu okresowego. Rozważ właściwości chemiczne miedzi, cynku, chromu i żelaza.

Właściwości chemiczne miedzi

1. W szeregu elektrochemicznym znajduje się na prawo od H, więc ten metal jest nieaktywny.

2. Słaby reduktor.

3. W związkach wykazuje stany utlenienia +1 i +2.

4. Reaguje z tlenem po podgrzaniu, tworząc:

• tlenek miedzi (I) 2Cu + O 2 → 2CuO(w t 400 0 C)
• lub tlenek miedzi(II): 4Cu + O2 → 2Cu2O(w t 200°C).

Tlenki mają podstawowe właściwości. Po podgrzaniu w atmosferze obojętnej Cu 2 O jest nieproporcjonalna: Cu2O → CuO + Cu. Tlenek miedzi(II) CuO tworzy miedziany w reakcjach z zasadami, np.: CuO + 2NaOH → Na2CuO2 + H2O.

5. Wodorotlenek miedzi Cu (OH) 2 jest amfoteryczny, dominują w nim główne właściwości. Łatwo rozpuszcza się w kwasach:

• Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3) 2 + 2H 2 O,

oraz w stężonych roztworach zasad z trudem:

• Cu(OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

6. Oddziaływanie miedzi z siarką w różnych warunkach temperaturowych również tworzy dwa siarczki. Po podgrzaniu do 300-400 0 C w próżni powstaje siarczek miedzi (I):

• 2Cu+S → Cu2S.

W temperaturze pokojowej, rozpuszczając siarkę w siarkowodorze, można otrzymać siarczek miedzi (II):

• Cu+S → CuS.

7. Spośród halogenów oddziałuje z fluorem, chlorem i bromem, tworząc halogenki (CuF 2 , CuCl 2 , CuBr 2), jod, tworząc miedzi (I) jodek CuI; nie oddziałuje z wodorem, azotem, węglem, krzemem.

8. Nie reaguje z kwasami - czynnikami nieutleniającymi, ponieważ utleniają one tylko metale ulokowane do wodoru w szeregu elektrochemicznym. Ten pierwiastek chemiczny reaguje z kwasami utleniającymi: rozcieńczonym i stężonym azotowym oraz stężonym siarkowym:

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

Cu + 4HNO 3 (stęż.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

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

9. Miedź, wchodząc w interakcje z solami, wypiera ze swojego składu metale znajdujące się na prawo od niej w szeregu elektrochemicznym. Na przykład,

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl 2 .

Tutaj widzimy, że miedź przeszła do roztworu, a żelazo (III) zostało zredukowane do żelaza (II). Ta reakcja ma duże znaczenie praktyczne i służy do usuwania miedzi osadzonej na plastiku.

Właściwości chemiczne cynku

2. Ma wyraźne właściwości redukujące i właściwości amfoteryczne.

3. W związkach wykazuje stopień utlenienia +2.

4. W powietrzu pokryta jest tlenkową warstwą ZnO.

5. Interakcja z wodą jest możliwa w temperaturze czerwonego ciepła. W rezultacie powstaje tlenek cynku i wodór:

• Zn + H2O → ZnO + H2.

6. Współdziała z halogenami tworząc halogenki (ZnF 2 - fluorek cynku, ZnBr 2 - bromek cynku, ZnI 2 - jodek cynku, ZnCl 2 - chlorek cynku).

7. Z fosforem tworzy fosforki Zn 3 P 2 i ZnP 2 .

8. Z chalkogenkiem siarki ZnS.

9. Nie reaguje bezpośrednio z wodorem, azotem, węglem, krzemem i borem.

10. Oddziałuje z kwasami nieutleniającymi, tworząc sole i wypierając wodór. Na przykład:

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

Reaguje również z kwasami - utleniaczami: ze stęż. kwas siarkowy tworzy siarczan cynku i dwutlenek siarki:

• Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O.

11. Aktywnie reaguje z alkaliami, ponieważ cynk jest metalem amfoterycznym. Z roztworami alkalicznymi tworzy tetrahydroksozykany i uwalnia wodór:

• Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

Po reakcji na granulkach cynku pojawiają się pęcherzyki gazu. Z bezwodnymi zasadami po stopieniu tworzy cynkany i uwalnia wodór:

• Zn+ 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2.

Właściwości chemiczne chromu

2.

3. Tworzy kolorowe związki.

4. W związkach wykazuje stany utlenienia +2 (czerń zasadowa CrO), +3 (tlenek amfoteryczny Cr 2 O 3 i wodorotlenek Cr (OH) 3 zielony) oraz +6 (kwasowy tlenek chromu (VI) CrO 3 oraz kwasy: chromowy H 2 CrO 4 i dwuchromowy H 2 Cr 2 O 7 itd.).

5. Oddziałuje z fluorem w t 350-400 0 C, tworząc fluorek chromu (IV):

• Cr+2F 2 → CrF 4 .

6. Z tlenem, azotem, borem, krzemem, siarką, fosforem i halogenami w t 600 0 C:

• połączenie z tlenem tworzy tlenek chromu (VI) CrO 3 (ciemnoczerwone kryształy),
• związek azotu - azotek chromu CrN (czarne kryształy),
• związek z borem - borkiem chromu CrB (żółte kryształy),
• związek z krzemem - krzemek chromu CrSi,
• połączenie z węglikiem chromu Cr 3 C 2 .

7. Reaguje z parą wodną, ​​będąc w stanie gorącym, tworząc tlenek chromu (III) i wodór:

• 2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H 2 .

8. Nie reaguje z roztworami alkaliów, ale powoli reaguje z ich stopami, tworząc chromiany:

• 2Cr + 6KOH → 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.

9. Rozpuszcza się w rozcieńczonych mocnych kwasach tworząc sole. Jeżeli reakcja zachodzi na powietrzu, powstają sole Cr 3+, np.:

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

• Cr + 2HCl → CrCl2 + H2.

10. Ze stężonym kwasem siarkowym i azotowym, a także z wodą królewską reaguje tylko po podgrzaniu, ponieważ. w niskich temperaturach kwasy te pasywują chrom. Reakcje z kwasami po podgrzaniu wyglądają tak:

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

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

Tlenek chromu(II) CrO- stały czarny lub czerwony, nierozpuszczalny w wodzie.

Właściwości chemiczne:

• Posiada właściwości podstawowe i regenerujące.
• Po podgrzaniu do 100 0 C na powietrzu utlenia się do Cr 2 O 3 - tlenku chromu (III).
• Możliwe jest odzyskanie chromu wodorem z tego tlenku: CrO + H 2 → Cr + H 2 O lub koksu: CrO + C → Cr + CO.
• Reaguje z kwasem solnym uwalniając wodór: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H2 + 2H2O.
• Nie reaguje z alkaliami, rozcieńczonymi kwasami siarkowym i azotowym.

Tlenek chromu (III) Cr 2 O 3- substancja ogniotrwała, ciemnozielona, ​​nierozpuszczalna w wodzie.

Właściwości chemiczne:

• Posiada właściwości amfoteryczne.
• Jak zasadowy tlenek oddziałuje z kwasami: Cr2O3 + 6HCl → CrCl3 + 3H2O.
• Jak kwaśny tlenek oddziałuje z zasadami: Cr 2 O 3 + 2KOH → 2KCrO 3 + H 2 O.
• Silne utleniacze utleniają się Cr 2 O 3 do chromianu H 2 CrO 4 .
• Silne środki redukujące przywracająCr out Cr2O3.

Wodorotlenek chromu(II) Cr(OH) 2 - barwa jednolita żółta lub brązowa, słabo rozpuszczalna w wodzie.

Właściwości chemiczne:

• Słaba baza, wykazuje podstawowe właściwości.
• W obecności wilgoci w powietrzu utlenia się do Cr(OH) 3 - wodorotlenku chromu (III).
• Reaguje ze stężonymi kwasami, tworząc niebieskie sole chromu (II): Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO4 + 2H2O.
• Nie reaguje z zasadami i rozcieńczonymi kwasami.

Wodorotlenek chromu (III) Cr(OH) 3 - szarozielona substancja nierozpuszczalna w wodzie.

Właściwości chemiczne:

• Posiada właściwości amfoteryczne.
• Jak zasadowy wodorotlenek oddziałuje z kwasami: Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Jak wodorotlenek kwasowy oddziałuje z zasadami: Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 [Cr(OH)6].

Właściwości chemiczne żelaza

1. Aktywny metal o wysokiej reaktywności.

2. Ma właściwości regenerujące, a także wyraźne właściwości magnetyczne.

3. W związkach wykazuje główne stopnie utlenienia +2 (przy słabych utleniaczach: S, I, HCl, roztwory soli), +3 (z silnymi utleniaczami: Br i Cl) oraz mniej charakterystyczne +6 (z O i H 2 O). W słabych utleniaczach żelazo przyjmuje stan utlenienia +2, w silniejszych +3. +2 stany utlenienia odpowiadają czarnemu tlenkowi FeO i zielonemu wodorotlenkowi Fe (OH) 2, które mają podstawowe właściwości. +3 stopnie utlenienia odpowiadają czerwono-brązowemu tlenkowi Fe 2 O 3 i brązowemu wodorotlenkowi Fe (OH) 3, które mają słabo wyraźne właściwości amfoteryczne. Fe (+2) jest słabym środkiem redukującym, a Fe (+3) jest często słabym środkiem utleniającym. Gdy zmieniają się warunki redoks, stany utlenienia żelaza mogą się zmieniać między sobą.

• 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Reaguje z halogenami po podgrzaniu:

• połączenie z chlorem tworzy chlorek żelaza (III) FeCl 3,
• związek z bromem - bromek żelaza (III) FeBr 3,
• związek z jodem - jodek żelaza (II,III) Fe 3 I 8,
• związek z fluorem - fluorek żelaza (II) FeF 2, fluorek żelaza (III) FeF 3.

• połączenie z siarką tworzy siarczek żelaza(II) FeS,
• połączenie azot - azotek żelaza Fe 3 N,
• związek z fosforem - fosforki FeP, Fe 2 P i Fe 3 P,
• związek z krzemem – krzemek żelaza FeSi,
• związek z węglem - węglik żelaza Fe 3 C.

9. Nie reaguje z roztworami zasad, ale powoli reaguje z roztopionymi alkaliami, które są silnymi utleniaczami:

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

10. Przywraca metale znajdujące się w rzędzie elektrochemicznym po prawej:

• 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.

Tlenek żelaza(II) FeO - czarna substancja krystaliczna (wustyt), która nie rozpuszcza się w wodzie.

Właściwości chemiczne:

• Ma podstawowe właściwości.
• Reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.
• Reaguje ze stężonym kwasem azotowym:FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
• Nie reaguje z wodą i solami.
• Z wodorem w t 350 0 C redukuje się do czystego metalu: FeO + H2 → Fe + H2O.
• Jest również redukowany do czystego metalu w połączeniu z koksem: FeO + C → Fe + CO.
• Tlenek ten można uzyskać na różne sposoby, jednym z nich jest ogrzewanie Fe pod niskim ciśnieniem O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Tlenek żelaza(III)Fe2O3- brązowy proszek (hematyt), substancja nierozpuszczalna w wodzie. Inne nazwy: tlenek żelaza, minium żelaza, barwnik spożywczy E172 itp.

Właściwości chemiczne:

• Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3H2O.
• Nie reaguje z roztworami zasad, reaguje z ich stopami, tworząc ferryty: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O.
• Po podgrzaniu wodorem wykazuje właściwości utleniające: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.

Tlenek żelaza (II, III) Fe 3 O 4 lub FeO Fe 2 O 3 - szaro-czarne ciało stałe (magnetyt, magnetyczna ruda żelaza), substancja nierozpuszczalna w wodzie.

Właściwości chemiczne:

• Rozkłada się po podgrzaniu powyżej 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
• Reaguje z rozcieńczonymi kwasami: Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O.
• Nie reaguje z roztworami alkalicznymi, reaguje z ich stopami: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
• Reagując z tlenem utlenia się: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
• Z wodorem po podgrzaniu jest przywracany:Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O.
• Jest również redukowany w połączeniu z tlenkiem węgla: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Wodorotlenek żelaza(II) Fe(OH) 2 - biała, rzadko zielonkawa substancja krystaliczna, nierozpuszczalne w wodzie.

Właściwości chemiczne:

• Posiada właściwości amfoteryczne z przewagą podstawowych.
• Wchodzi w reakcję neutralizacji kwasu nieutleniającego, wykazując główne właściwości: Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O.
• W interakcji z kwasem azotowym lub stężonym kwasem siarkowym wykazuje właściwości redukujące, tworząc sole żelaza (III): 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6 H 2 O.
• Po podgrzaniu reaguje ze stężonymi roztworami alkalicznymi: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Wodorotlenek żelaza (I I I)Fe(OH)3- brązowa substancja krystaliczna lub amorficzna, nierozpuszczalne w wodzie.

Właściwości chemiczne:

• Posiada łagodne właściwości amfoteryczne z przewagą podstawowych.
• Łatwo wchodzi w interakcje z kwasami: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O.
• Ze stężonymi roztworami alkalicznymi tworzy heksahydroksżelaziany (III): Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3.
• Tworzy żelaziany z roztopionymi alkaliami:2Fe(OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• W środowisku alkalicznym z silnymi utleniaczami wykazuje właściwości redukujące: 2Fe(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

Wszystkie pierwiastki chemiczne są podzielone na metale oraz niemetale w zależności od struktury i właściwości ich atomów. Również proste substancje utworzone przez pierwiastki dzieli się na metale i niemetale na podstawie ich właściwości fizycznych i chemicznych.

W układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew, niemetale znajdują się po przekątnej: bor - astat, a nad nim w głównych podgrupach.

Atomy metali charakteryzują się stosunkowo dużymi promieniami i niewielką liczbą elektronów na poziomie zewnętrznym od 1 do 3 (wyjątek: german, cyna, ołów - 4; antymon i bizmut - 5; polon - 6 elektronów).

Przeciwnie, atomy niemetaliczne charakteryzują się małymi promieniami atomowymi i liczbą elektronów na poziomie zewnętrznym od 4 do 8 (wyjątkiem jest bor, ma trzy takie elektrony).

Stąd tendencja atomów metali do oddawania zewnętrznych elektronów, tj. właściwości redukujące, a dla atomów niemetalicznych - chęć otrzymania brakujących elektronów do stabilnego poziomu ośmioelektronowego, tj. właściwości utleniające.

Metale

W metalach występuje metaliczne wiązanie i metaliczna sieć krystaliczna. W miejscach sieci znajdują się dodatnio naładowane jony metali związane przez uspołecznione zewnętrzne elektrony należące do całego kryształu.

Determinuje to wszystkie najważniejsze właściwości fizyczne metali: metaliczny połysk, przewodnictwo elektryczne i cieplne, plastyczność (zdolność do zmiany kształtu pod wpływem czynników zewnętrznych) i kilka innych charakterystycznych dla tej klasy prostych substancji.

Metale grupy I głównej podgrupy nazywane są metalami alkalicznymi.

Metale II grupy: wapń, stront, bar – ziemia alkaliczna.

Właściwości chemiczne metali

W reakcjach chemicznych metale wykazują jedynie właściwości redukujące, tj. ich atomy oddają elektrony, tworząc w rezultacie jony dodatnie.

1. Interakcja z niemetalami:

a) tlen (z tworzeniem tlenków)

Metale alkaliczne i ziem alkalicznych łatwo utleniają się w normalnych warunkach, dlatego są przechowywane pod warstwą oleju wazelinowego lub nafty.

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2Ca + O2 \u003d 2CaO

Uwaga: gdy sód wchodzi w interakcje, powstaje nadtlenek, potas - ponadtlenek

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

a tlenki są otrzymywane przez kalcynację nadtlenku z odpowiednim metalem:

2Na + Na2O2 \u003d 2Na2O

Żelazo, cynk, miedź i inne mniej aktywne metale powoli utleniają się w powietrzu i aktywnie po podgrzaniu.

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (mieszanina dwóch tlenków: FeO i Fe 2 O 3)

2Zn + O2 = 2ZnO

2Cu + O2 \u003d 2CuO

Metale złota i platyny w żadnym wypadku nie są utleniane przez tlen atmosferyczny.

b) wodór (z tworzeniem wodorków)

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H 2 \u003d CaH 2

c) chlor (z powstawaniem chlorków)

2K + Cl2 \u003d 2KCl

Mg + Cl 2 \u003d MgCl 2

2Al + 3Cl2 \u003d 2AlCl3

Uwaga: gdy żelazo reaguje, powstaje chlorek żelaza (III):

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

d) siarka (z tworzeniem siarczków)

2Na + S = Na 2 S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al 2 S 3

Uwaga: gdy żelazo reaguje, powstaje siarczek żelaza (II):

Fe + S = FeS

e) azot (z tworzeniem azotków)

6K + N2 = 2K 3 N

3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2

2Al + N2 = 2AlN

2. Wejdź w interakcję ze złożonymi substancjami:

Należy pamiętać, że zgodnie ze zdolnością do regeneracji metale są ułożone w rzędzie, co nazywa się elektrochemicznym szeregiem napięć lub aktywności metali (seria przemieszczenia Beketov N.N.):

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

woda

Metale znajdujące się w rzędzie do magnezu, w normalnych warunkach wypierają wodór z wody, tworząc rozpuszczalne zasady - zasady.

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2

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

Po zagotowaniu magnez wchodzi w interakcję z wodą.

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

Aluminium reaguje gwałtownie z wodą po usunięciu warstwy tlenku.

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

Reszta metali, stojących w rzędzie do wodoru, w pewnych warunkach może również reagować z wodą, uwalniając wodór i tworząc tlenki.

3Fe + 4H2O \u003d Fe3O4 + 4H2

b) roztwory kwasów

(Z wyjątkiem stężonego kwasu siarkowego i kwasu azotowego o dowolnym stężeniu. Zobacz reakcje redoks.)

Uwaga: nie używaj nierozpuszczalnego kwasu krzemowego do reakcji

Metale, od magnezu po wodór, wypierają wodór z kwasów.

Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2

Uwaga: powstają sole żelaza.

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

Powstawanie nierozpuszczalnej soli zapobiega postępowi reakcji. Na przykład ołów praktycznie nie reaguje z roztworem kwasu siarkowego z powodu tworzenia się nierozpuszczalnego siarczanu ołowiu na powierzchni.

Metale w rzędzie za wodorem NIE wypierają wodoru.

c) roztwory soli

Metale znajdujące się w rzędzie do magnezu i aktywnie reagujące z wodą nie są wykorzystywane do przeprowadzania takich reakcji.

W przypadku innych metali zasada jest spełniona:

Każdy metal wypiera z roztworów soli inne metale znajdujące się w rzędzie po jego prawej stronie, a sam może zostać wyparty przez metale znajdujące się po jego lewej stronie.

Cu + HgCl 2 \u003d Hg + CuCl 2

Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu

Podobnie jak w przypadku roztworów kwasów, tworzenie nierozpuszczalnej soli zapobiega postępowi reakcji.

d) roztwory alkaliczne

Metale wchodzą w interakcje, których wodorotlenki są amfoteryczne.

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

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

e) z substancjami organicznymi

Metale alkaliczne z alkoholami i fenolem.

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

Metale uczestniczą w reakcjach z haloalkanami, które służą do otrzymywania niższych cykloalkanów oraz do syntez, podczas których szkielet węglowy cząsteczki staje się bardziej złożony (reakcja A. Wurtza):

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

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

niemetale

W prostych substancjach atomy niemetali są połączone kowalencyjnym wiązaniem niepolarnym. W tym przypadku powstają pojedyncze (w H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2), podwójne (w cząsteczkach O 2 ), potrójne (w cząsteczkach N 2 ) wiązania kowalencyjne.

Struktura substancji prostych - niemetali:

1. molekularny

W normalnych warunkach większość tych substancji to gazy (H 2, N 2, O 2, O 3, F 2, Cl 2) lub ciała stałe (I 2, P 4, S 8) i tylko pojedynczy brom (Br 2) jest płynny. Wszystkie te substancje mają strukturę molekularną, dlatego są lotne. W stanie stałym są topliwe dzięki słabemu oddziaływaniu międzycząsteczkowemu, które utrzymuje ich cząsteczki w krysztale i są zdolne do sublimacji.

2. atomowy

Substancje te tworzą kryształy, w węzłach których znajdują się atomy: (B n, C n, Si n, Gen, Sen n, Te n). Ze względu na dużą wytrzymałość wiązań kowalencyjnych mają one z reguły dużą twardość, a wszelkie zmiany związane z niszczeniem wiązania kowalencyjnego w ich kryształach (topienie, parowanie) dokonywane są z dużym nakładem energii. Wiele z tych substancji ma wysokie temperatury topnienia i wrzenia, a ich lotność jest bardzo niska.

Wiele pierwiastków - niemetali tworzy kilka prostych substancji - modyfikacje alotropowe. Alotropia może być związana z różnym składem cząsteczek: tlenu O 2 i ozonu O 3 oraz z różną strukturą krystaliczną: alotropowe modyfikacje węgla to grafit, diament, karabinek, fuleren. Pierwiastki - niemetale z modyfikacjami alotropowymi: węgiel, krzem, fosfor, arsen, tlen, siarka, selen, tellur.

Właściwości chemiczne niemetali

W atomach niemetali dominują właściwości utleniające, czyli zdolność do przyłączania elektronów. Ta zdolność charakteryzuje się wartością elektroujemności. Wśród niemetali

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

wzrasta elektroujemność i poprawiają się właściwości utleniające.

Wynika z tego, że dla prostych substancji - niemetali, charakterystyczne będą zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące, z wyjątkiem fluoru, najsilniejszego środka utleniającego.

1. Właściwości utleniające

a) w reakcjach z metalami (metale są zawsze reduktorami)

2Na + S = Na 2 S (siarczek sodu)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (azotek magnezu)

b) w reakcjach z niemetalami znajdującymi się na lewo od tego, czyli z niższą wartością elektroujemności. Na przykład, gdy fosfor i siarka wchodzą w interakcję, siarka będzie środkiem utleniającym, ponieważ fosfor ma niższą wartość elektroujemności:

2P + 5S = P 2 S 5 (siarczek fosforu V)

Większość niemetali będzie utleniaczami w reakcjach z wodorem:

H 2 + S = H 2 S

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

c) w reakcjach z niektórymi złożonymi substancjami

Utleniacz - tlen, reakcje spalania

CH4 + 2O2 \u003d CO2 + 2H2O

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Utleniacz - chlor

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

2KI + Cl2 \u003d 2KCl + I 2

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

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

2. Właściwości regenerujące

a) w reakcjach z fluorem

S + 3F 2 = SF 6

H 2 + F 2 \u003d 2HF

Si + 2F 2 = SiF 4

b) w reakcjach z tlenem (z wyjątkiem fluoru)

S + O 2 \u003d SO 2

N2 + O2 \u003d 2NO

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

C + O2 = CO2

c) w reakcjach z substancjami złożonymi - utleniaczami

H2 + CuO \u003d Cu + H2O

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

C + 4HNO3 \u003d CO2 + 4NO2 + 2H2O

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

3. Reakcje dysproporcjonowania: ten sam niemetal jest zarówno środkiem utleniającym, jak i redukującym

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO

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

Ogólne właściwości metali.

Obecność elektronów walencyjnych słabo związanych z jądrem decyduje o ogólnych właściwościach chemicznych metali. W reakcjach chemicznych zawsze pełnią funkcję środka redukującego, proste substancje, metale, nigdy nie wykazują właściwości utleniających.

Zdobywanie metali:
- odzyskiwanie z tlenków z węglem (C), tlenkiem węgla (CO), wodorem (H2) lub bardziej aktywnym metalem (Al, Ca, Mg);
- odzyskiwanie z roztworów soli z bardziej aktywnym metalem;
- elektroliza roztworów lub stopionych związków metali - odzyskiwanie najbardziej aktywnych metali (alkaliów, metali ziem alkalicznych i aluminium) za pomocą prądu elektrycznego.

W naturze metale występują głównie w postaci związków, tylko metale o niskiej aktywności występują w postaci prostych substancji (metale rodzime).

Właściwości chemiczne metali.
1. Oddziaływanie z prostymi substancjami niemetalami:
Większość metali można utlenić niemetalami, takimi jak halogeny, tlen, siarka, azot. Jednak większość z tych reakcji wymaga wstępnego podgrzania. W przyszłości reakcja może przebiegać z uwolnieniem dużej ilości ciepła, co prowadzi do zapłonu metalu.
W temperaturze pokojowej reakcje są możliwe tylko pomiędzy najbardziej aktywnymi metalami (alkalia i ziemie alkaliczne) a najbardziej aktywnymi niemetalami (halogeny, tlen). Metale alkaliczne (Na, K) reagują z tlenem tworząc nadtlenki i ponadtlenki (Na2O2, KO2).

a) oddziaływanie metali z wodą.
W temperaturze pokojowej metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych oddziałują z wodą. W wyniku reakcji podstawienia powstaje zasada (rozpuszczalna zasada) i wodór: Metal + H2O \u003d Me (OH) + H2
Po podgrzaniu inne metale oddziałują z wodą, stojąc w szeregu aktywności na lewo od wodoru. Magnez reaguje z wrzącą wodą, aluminium - po specjalnej obróbce powierzchniowej, w wyniku czego powstają nierozpuszczalne zasady - wodorotlenek magnezu lub wodorotlenek glinu - i uwalniany jest wodór. Metale w zakresie działania od cynku (włącznie) do ołowiu (włącznie) oddziałują z parą wodną (tj. powyżej 100 C), podczas gdy tworzą się tlenki odpowiednich metali i wodoru.
Metale na prawo od wodoru w serii aktywności nie wchodzą w interakcję z wodą.
b) oddziaływanie z tlenkami:
metale aktywne oddziałują w reakcji substytucji z tlenkami innych metali lub niemetali, redukując je do prostych substancji.
c) oddziaływanie z kwasami:
Metale znajdujące się na lewo od wodoru w szeregu aktywności reagują z kwasami, uwalniając wodór i tworząc odpowiednią sól. Metale na prawo od wodoru w szeregu aktywności nie oddziałują z roztworami kwasów.
Szczególne miejsce zajmują reakcje metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym. Wszystkie metale z wyjątkiem szlachetnych (złoto, platyna) mogą zostać utlenione przez te kwasy utleniające. W wyniku tych reakcji zawsze powstaną odpowiednie sole, odpowiednio woda i produkt redukcji azotu lub siarki.
d) z alkaliami
Metale tworzące związki amfoteryczne (aluminium, beryl, cynk) mogą reagować ze stopionymi (z utworzeniem średnich soli glinianów, berylanów lub cynkanów) lub roztworami alkalicznymi (z utworzeniem odpowiednich soli kompleksowych). Wszystkie reakcje wytworzą wodór.
e) Zgodnie z pozycją metalu w szeregu aktywności, możliwe są reakcje redukcji (przemieszczenia) mniej aktywnego metalu z roztworu jego soli przez inny bardziej aktywny metal. W wyniku reakcji powstaje sól bardziej aktywnej i prostej substancji - mniej aktywnego metalu.

Ogólne właściwości niemetali.

Niemetali jest znacznie mniej niż metali (22 pierwiastki). Jednak chemia niemetali jest znacznie bardziej skomplikowana ze względu na większe wypełnienie zewnętrznego poziomu energetycznego ich atomów.
Właściwości fizyczne niemetali są bardziej zróżnicowane: należą do nich gazy (fluor, chlor, tlen, azot, wodór), ciecze (brom) i ciała stałe, które znacznie różnią się między sobą temperaturą topnienia. Większość niemetali nie przewodzi prądu, ale krzem, grafit, german mają właściwości półprzewodnikowe.
Gazowe, ciekłe i niektóre stałe niemetale (jod) mają strukturę molekularną sieci krystalicznej, reszta niemetali ma atomową sieć krystaliczną.
Fluor, chlor, brom, jod, tlen, azot i wodór w normalnych warunkach występują w postaci cząsteczek dwuatomowych.
Wiele pierwiastków niemetalicznych tworzy kilka alotropowych modyfikacji prostych substancji. Czyli tlen ma dwie modyfikacje alotropowe - tlen O2 i ozon O3, siarka ma trzy modyfikacje alotropowe - rombowa, plastyczna i jednoskośna, fosfor ma trzy modyfikacje alotropowe - fosfor czerwony, biały i czarny, węgiel - sześć modyfikacji alotropowych - sadza, grafit, diament , karabinek, fuleren, grafen.

W przeciwieństwie do metali, które wykazują jedynie właściwości redukujące, niemetale w reakcjach z substancjami prostymi i złożonymi mogą działać zarówno jako środek redukujący, jak i utleniający. Zgodnie z ich działalnością, niemetale zajmują określone miejsce w szeregu elektroujemności. Fluor jest uważany za najbardziej aktywny niemetal. Wykazuje jedynie właściwości utleniające. Na drugim miejscu pod względem aktywności jest tlen, na trzecim azot, a następnie halogeny i inne niemetale. Wodór ma najniższą elektroujemność wśród niemetali.

Właściwości chemiczne niemetali.

1. Interakcja z prostymi substancjami:
Niemetale oddziałują z metalami. W takiej reakcji metale działają jako środek redukujący, a niemetale jako środek utleniający. W wyniku reakcji związku powstają związki dwuskładnikowe – tlenki, nadtlenki, azotki, wodorki, sole kwasów beztlenowych.
W reakcjach niemetali między sobą, bardziej elektroujemny niemetal wykazuje właściwości środka utleniającego, mniej elektroujemny - właściwości środka redukującego. W wyniku reakcji związku powstają związki dwuskładnikowe. Należy pamiętać, że niemetale mogą w swoich związkach wykazywać różne stopnie utlenienia.
2. Interakcja ze złożonymi substancjami:
a) z wodą:
W normalnych warunkach tylko halogeny wchodzą w interakcję z wodą.
b) z tlenkami metali i niemetali:
Wiele niemetali może reagować w wysokich temperaturach z tlenkami innych niemetali, redukując je do prostych substancji. Niemetale na lewo od siarki w szeregu elektroujemnym mogą również oddziaływać z tlenkami metali, redukując metale do prostych substancji.
c) z kwasami:
Niektóre niemetale można utleniać stężonym kwasem siarkowym lub azotowym.
d) z alkaliami:
Pod działaniem zasad niektóre niemetale mogą ulegać dysmutacji, będąc zarówno środkiem utleniającym, jak i redukującym.
Na przykład w reakcji halogenów z roztworami alkalicznymi bez ogrzewania: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O lub po podgrzaniu: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) z solami:
Wchodząc w interakcje, będąc silnymi utleniaczami, wykazują właściwości redukujące.
Halogeny (z wyjątkiem fluoru) wchodzą w reakcje podstawienia z roztworami soli kwasów halogenowodorowych: bardziej aktywny halogen wypiera mniej aktywny halogen z roztworu soli.

Właściwości chemiczne substancji prostych - niemetali

Właściwości chemiczne wodoru

Z punktu widzenia właściwości wodoru jako prostej substancji ma on jednak więcej wspólnego z halogenami. Wodór, podobnie jak halogeny, jest niemetalem i podobnie do nich tworzy cząsteczki dwuatomowe (H 2 ).

W normalnych warunkach wodór jest substancją gazową, nieaktywną. Niską aktywność wodoru tłumaczy się dużą siłą wiązania między atomami wodoru w cząsteczce, co wymaga albo mocnego ogrzewania, albo użycia katalizatorów, albo obu jednocześnie, aby je rozerwać.

Oddziaływanie wodoru z prostymi substancjami

z metalami

Wśród metali wodór reaguje tylko zalkaliczne i ziem alkalicznych! Metale alkaliczne obejmują metale głównej podgrupy I grupy (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) oraz metale ziem alkalicznych - metale głównej podgrupy II grupy, z wyjątkiem berylu i magnezu (Ca, S., Ba, Ra)

W interakcji z metalami aktywnymi wodór wykazuje właściwości utleniające, tj. obniża jego stopień utlenienia. W tym przypadku powstają wodorki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, które mają strukturę jonową. Reakcja przebiega po podgrzaniu:

2Na+H 2 = 2NaH

Ca + H 2 = CaH 2

Należy zauważyć, że oddziaływanie z metalami aktywnymi jest jedynym przypadkiem, w którym wodór cząsteczkowy H 2 jest środkiem utleniającym.

z niemetalami

Z niemetali wodór reaguje tylko z węglem, azotem, tlenem, siarką, selenem i halogenami!

Węgiel należy rozumieć jako grafit lub węgiel amorficzny, ponieważ diament jest niezwykle obojętną alotropową modyfikacją węgla.

Podczas interakcji z niemetalami wodór może pełnić jedynie funkcję środka redukującego, to znaczy może jedynie zwiększać swój stopień utlenienia:

Oddziaływanie wodoru z substancjami złożonymi

z tlenkami metali

Wodór nie reaguje z tlenkami metali, które są w szeregu metali do aluminium (włącznie), jednak po podgrzaniu jest w stanie zredukować wiele tlenków metali na prawo od aluminium:

z tlenkami niemetali

Spośród tlenków niemetali wodór po podgrzaniu reaguje z tlenkami azotu, halogenów i węgla. Spośród wszystkich oddziaływań wodoru z tlenkami niemetali na szczególną uwagę zasługuje jego reakcja z tlenkiem węgla CO.

Mieszanina CO i H 2 ma nawet swoją nazwę - "gaz syntezowy", ponieważ w zależności od warunków można z niego otrzymać tak poszukiwane produkty przemysłowe, jak metanol, formaldehyd, a nawet syntetyczne węglowodory:

z kwasami

Wodór nie reaguje z kwasami nieorganicznymi!

Spośród kwasów organicznych wodór reaguje tylko z kwasami nienasyconymi, a także z kwasami zawierającymi grupy funkcyjne, które można redukować wodorem, w szczególnościgrupy aldehydowe, ketonowe lub nitrowe .

z solami

W przypadku wodnych roztworów soli nie zachodzi ich oddziaływanie z wodorem. Jednak po przepuszczeniu wodoru przez stałe sole niektórych metali o średniej i niskiej aktywności możliwa jest ich częściowa lub całkowita redukcja, np.:

Właściwości chemiczne halogenów

Halogeny to pierwiastki chemiczne z grupy VIIA (F, Cl, Br, I, At), a także proste substancje, które tworzą. W dalszej części, o ile nie zaznaczono inaczej, halogeny będą rozumiane jako proste substancje.

Wszystkie halogeny mają budowę cząsteczkową, co prowadzi do niskich temperatur topnienia i wrzenia tych substancji. Cząsteczki halogenowe są dwuatomowe, tj. ich wzór można zapisać w postaci ogólnej jako Hal 2 .

Fluorowiec

Właściwości fizyczne

F 2 Jasnożółty gaz o ostrym, drażniącym zapachu

Cl 2 Żółto-zielony gaz o ostrym, duszącym zapachu

Br 2 Czerwono-brązowa ciecz o ostrym zapachu

I 2 Substancja stała o ostrym zapachu, tworząca czarno-fioletowe kryształy

Należy zwrócić uwagę na tak specyficzną fizyczną właściwość jodu, jak jego zdolność do sublimacji, czyli sublimacji. Sublimacja to zjawisko, w którym substancja w stanie stałym nie topi się po podgrzaniu, ale omijając fazę ciekłą przechodzi natychmiast w stan gazowy.

Jak wiadomo, elektroujemność niemetali maleje wraz ze spadkiem podgrupy, a zatem aktywność halogenów spada w szeregu: F 2 >Cl 2 >Br 2 > ja 2

Oddziaływanie halogenów z prostymi substancjami

Wszystkie halogeny są wysoce reaktywne i reagują z najprostszymi substancjami. Należy jednak zauważyć, że fluor, ze względu na swoją niezwykle wysoką reaktywność, może reagować nawet z tymi prostymi substancjami, z którymi inne halogeny nie mogą reagować. Do takich prostych substancji należą tlen, węgiel (diament), azot, platyna, złoto i niektóre gazy szlachetne (ksenon i krypton). Tych. w rzeczywistości fluor reaguje nie tylko z pewnymi gazami szlachetnymi.

Pozostałe halogeny, tj. chlor, brom i jod są również substancjami czynnymi, ale mniej aktywnymi niż fluor. Reagują z prawie wszystkimi prostymi substancjami z wyjątkiem tlenu, azotu, węgla w postaci diamentu, platyny, złota i gazów szlachetnych.

Oddziaływanie halogenów z niemetalami

wodór

Gdy wszystkie halogeny reagują z wodorem, powstają halogenki wodoru o wzorze ogólnym HHal. Jednocześnie reakcja fluoru z wodorem zaczyna się samoistnie nawet w ciemności i przebiega z wybuchem zgodnie z równaniem: H 2 + F 2 = 2HF

Reakcja chloru z wodorem może być zainicjowana przez intensywne promieniowanie ultrafioletowe lub ogrzewanie. Przecieka również z wybuchem: H 2 +Cl 2 = 2HCl

Brom i jod reagują z wodorem tylko po podgrzaniu, a jednocześnie reakcjaz jodem jest odwracalny: H 2 + Br 2 = 2 HBr

fosfor

Oddziaływanie fluoru z fosforem prowadzi do utlenienia fosforu do najwyższego stopnia utlenienia (+5). W tym przypadku powstaje pięciofluorek fosforu: 2P + 5F 2 = 2PF 5

W przypadku interakcji chloru i bromu z fosforem możliwe jest otrzymanie halogenków fosforu zarówno na stopniu utlenienia +3, jak i na stopniu utlenienia +5, który zależy od proporcji reagentów:

W przypadku fosforu białego w atmosferze fluoru, chloru lub ciekłego bromu reakcja rozpoczyna się samoistnie.

Oddziaływanie fosforu z jodem może prowadzić do powstania tylko trójjodku fosforu ze względu na znacznie mniejszą zdolność utleniania niż inne halogeny:

szary

Fluor utlenia siarkę do najwyższego stopnia utlenienia +6, tworząc sześciofluorek siarki:

Chlor i brom reagują z siarką, tworząc związki zawierające siarkę na niezwykle nietypowych dla niej stopniach utlenienia +1 i +2. Te interakcje są bardzo specyficzne i aby zdać egzamin z chemii, umiejętność zapisywania równań tych interakcji nie jest konieczna. W związku z tym jako wskazówkę podano trzy równania:

oddziaływanie siarki z chlorem i bromem

Oddziaływanie halogenów z metalami

Jak wspomniano powyżej, fluor może reagować ze wszystkimi metalami, nawet tak nieaktywnymi jak platyna i złoto:

Pozostałe halogeny reagują ze wszystkimi metalami z wyjątkiem platyny i złota:

Reakcje halogenów z substancjami złożonymi

Reakcje podstawienia z halogenami

Bardziej aktywne halogeny, tj. których pierwiastki chemiczne znajdują się wyżej w układzie okresowym, są w stanie wyprzeć mniej aktywne halogeny z tworzonych przez nie kwasów halogenowodorowych i halogenków metali:

Podobnie brom i jod wypierają siarkę z roztworów siarczków i/lub siarkowodoru:

Chlor jest silniejszym środkiem utleniającym i utlenia siarkowodór w swoim roztworze wodnym nie do siarki, ale do kwasu siarkowego:

Oddziaływanie halogenów z wodą

Woda pali się we fluorze niebieskim płomieniem zgodnie z równaniem reakcji:

Brom i chlor inaczej reagują z wodą niż fluor. Jeśli fluor działał jako środek utleniający, to chlor i brom w wodzie ulegają dysproporcjonowaniu, tworząc mieszaninę kwasów. W tym przypadku reakcje są odwracalne:

Oddziaływanie jodu z wodą przebiega w tak nieznacznym stopniu, że można je pominąć i uznać, że reakcja wcale nie zachodzi.

Oddziaływanie halogenów z roztworami alkalicznymi

Fluor w interakcji z wodnym roztworem zasady ponownie działa jako środek utleniający:

Umiejętność zapisania tego równania nie jest wymagana do zdania egzaminu. Wystarczy wiedzieć o możliwości takiego oddziaływania i utleniającej roli fluoru w tej reakcji.

W przeciwieństwie do fluoru, inne halogeny są nieproporcjonalne w roztworach alkalicznych, to znaczy jednocześnie zwiększają i zmniejszają swój stopień utlenienia. Jednocześnie w przypadku chloru i bromu w zależności od temperatury możliwy jest przepływ w dwóch różnych kierunkach. W szczególności na mrozie reakcje przebiegają w następujący sposób:

Jod reaguje z alkaliami wyłącznie zgodnie z drugą opcją, tj. z powstawaniem jodanu, ponieważ podjodyt nie jest stabilny nie tylko po podgrzaniu, ale także w normalnej temperaturze, a nawet na mrozie:

Właściwości chemiczne tlenu

Tlen pierwiastka chemicznego może występować w postaci dwóch modyfikacji alotropowych, tj. tworzy dwie proste substancje. Obie te substancje mają budowę molekularną. Jeden z nich ma formułę O 2 i ma nazwę tlen, tj. taki sam jak nazwa pierwiastka chemicznego, z którym jest utworzony.

Inną prostą substancją utworzoną przez tlen jest ozon. Ozon, w przeciwieństwie do tlenu, składa się z cząsteczek trójatomowych, tj. ma wzór O 3 .

Ponieważ główną i najczęstszą formą tlenu jest tlen cząsteczkowy O 2 Przede wszystkim rozważymy jego właściwości chemiczne.

Tlen jest pierwiastkiem chemicznym na drugim miejscu pod względem elektroujemności wśród wszystkich pierwiastków i ustępuje tylko fluorowi. W związku z tym logiczne jest założenie wysokiej aktywności tlenu i obecności w nim prawie wyłącznie właściwości utleniających. Rzeczywiście, lista prostych i złożonych substancji, z którymi może reagować tlen, jest ogromna. Należy jednak zauważyć, że ponieważ w cząsteczce tlenu występuje silne wiązanie podwójne, większość reakcji z tlenem wymaga użycia ciepła. Najczęściej na samym początku reakcji (zapłonu) wymagane jest mocne ogrzewanie, po którym wiele reakcji przebiega niezależnie bez dopływu ciepła z zewnątrz.

Spośród substancji prostych tylko metale szlachetne (Ag, Pt, Au), halogeny i gazy obojętne nie są utleniane tlenem.

Siarka spala się w tlenie, tworząc dwutlenek siarki:

Charakterystyczne właściwości chemiczne tlenu i siarki

Fosfor w zależności od nadmiaru lub braku tlenu może tworzyć zarówno tlenek fosforu (V) jak i tlenek fosforu (III):

Interakcja tlenuz azotem przebiega w ekstremalnie trudnych warunkach, ponieważ energie wiązania w cząsteczkach tlenu, a zwłaszcza azotu, są bardzo wysokie. Wysoka elektroujemność obu pierwiastków również przyczynia się do złożoności reakcji. Reakcja zaczyna się dopiero w temperaturach powyżej 2000 o C i jest odwracalne:

Nie wszystkie proste substancje reagują z tlenem, tworząc tlenki. Na przykład sód spalający się w tlenie tworzy nadtlenek:

Najczęściej, gdy złożone substancje są spalane w tlenie, powstaje mieszanina tlenków pierwiastków, które utworzyły pierwotną substancję. Na przykład:

Jednak gdy substancje organiczne zawierające azot są spalane w tlenie, zamiast tlenku azotu powstaje azot cząsteczkowy N. 2 . Na przykład:

Podczas spalania pochodnych chloru w tlenie zamiast tlenków chloru powstaje chlorowodór:

Właściwości chemiczne ozonu:

Ozon jest silniejszym utleniaczem niż tlen. Wynika to z faktu, że jedno z wiązań tlen-tlen w cząsteczce ozonu łatwo pęka, w wyniku czego powstaje niezwykle aktywny tlen atomowy. Ozon, w przeciwieństwie do tlenu, nie wymaga ogrzewania, aby wykazać swoje wysokie właściwości utleniające. Wykazuje swoją aktywność w zwykłych, a nawet niskich temperaturach: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2

Jak stwierdzono powyżej,srebro nie reaguje z tlenem, natomiast reaguje z ozonem:

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

Jakościową reakcją na obecność ozonu jest to, że po przepuszczeniu gazu testowego przez roztwór jodku potasu obserwuje się tworzenie jodu:

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

Właściwości chemiczne siarki

Siarka jako pierwiastek chemiczny może występować w kilku alotropowych modyfikacjach. Rozróżnij siarkę rombową, jednoskośną i plastyczną. Siarka jednoskośna może być otrzymywana przez powolne chłodzenie rombowej stopionej siarki, podczas gdy tworzywo sztuczne jest otrzymywane przez gwałtowne chłodzenie stopionej siarki, która została wcześniej doprowadzona do wrzenia. Siarka plastyczna ma rzadką właściwość elastyczności dla substancji nieorganicznych - jest w stanie odwracalnie rozciągać się pod działaniem siły zewnętrznej, a po zakończeniu tego efektu powraca do swojej pierwotnej postaci. Siarka rombowa jest najbardziej stabilna w normalnych warunkach, a wszystkie inne modyfikacje alotropowe przechodzą do niej z biegiem czasu.

Rombowe cząsteczki siarki składają się z ośmiu atomów, tj. jego wzór można zapisać jako S 8 . Ponieważ jednak właściwości chemiczne wszystkich modyfikacji są dość podobne, aby nie utrudniać pisania równań reakcji, każdą siarkę oznacza się po prostu symbolem S.

Siarka może wchodzić w interakcje zarówno z substancjami prostymi, jak i złożonymi. W reakcjach chemicznych wykazuje zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.

Właściwości utleniające siarki pojawiają się, gdy oddziałuje z metalami, a także z niemetalami utworzonymi przez atomy mniej elektroujemnego pierwiastka (wodór, węgiel, fosfor):

Jako czynnik redukujący siarka działa podczas interakcji z niemetalami utworzonymi przez bardziej elektroujemne pierwiastki (tlen, halogeny), a także złożone substancje o wyraźnej funkcji utleniającej, na przykład stężony kwas siarkowy i azotowy:

Siarka oddziałuje również podczas gotowania ze stężonymi wodnymi roztworami zasad. Interakcja przebiega zgodnie z rodzajem dysproporcji, tj. siarka jednocześnie zarówno obniża jak i podwyższa jej stopień utlenienia:

Właściwości chemiczne azotu

Pierwiastek chemiczny azot tworzy tylko jedną prostą substancję. Substancja ta jest gazowa i składa się z cząsteczek dwuatomowych, tj. ma wzór N 2 . Pomimo faktu, że pierwiastek chemiczny azot ma wysoką elektroujemność, azot cząsteczkowy N 2 jest substancją niezwykle obojętną. Fakt ten wynika z faktu, że w cząsteczce azotu zachodzi niezwykle silne wiązanie potrójne (N≡N). Z tego powodu prawie wszystkie reakcje z azotem zachodzą tylko w podwyższonych temperaturach.

Oddziaływanie azotu z metalami

Jedyną substancją, która reaguje z azotem w normalnych warunkach, jest lit:

Ciekawostką jest fakt, że z innymi metalami aktywnymi, tj. alkalicznych i ziem alkalicznych, azot reaguje tylko po podgrzaniu:

Oddziaływanie azotu z metalami o średniej i niskiej aktywności (poza Pt i Au) jest również możliwe, ale wymaga nieporównywalnie wyższych temperatur.

Oddziaływanie azotu z niemetalami

Azot reaguje z wodorem po podgrzaniu w obecności katalizatorów. Reakcja jest odwracalna, dlatego w celu zwiększenia wydajności amoniaku w przemyśle proces prowadzi się pod wysokim ciśnieniem:

Jako czynnik redukujący azot reaguje z fluorem i tlenem. Z fluorem reakcja przebiega pod wpływem wyładowania elektrycznego:

Z tlenem reakcja przebiega pod wpływem wyładowania elektrycznego lub w temperaturze powyżej 2000 o C i jest odwracalne:

Spośród niemetali azot nie reaguje z halogenami i siarką.

Oddziaływanie azotu z substancjami złożonymi

W ramach kursu szkolnego USE możemy założyć, że azot nie wchodzi w reakcje z żadnymi złożonymi substancjami innymi niż aktywne wodorki metali:

Właściwości chemiczne fosforu

Istnieje kilka alotropowych modyfikacji fosforu, w szczególności fosfor biały, fosfor czerwony i fosfor czarny.

Fosfor biały tworzą czteroatomowe cząsteczki P 4 , nie jest stabilną modyfikacją fosforu. Trujący. W temperaturze pokojowej jest miękki i podobnie jak wosk można go łatwo ciąć nożem. W powietrzu powoli się utlenia, a ze względu na specyfikę mechanizmu takiego utleniania świeci w ciemności (zjawisko chemiluminescencji). Nawet przy niskim nagrzaniu możliwy jest samorzutny zapłon białego fosforu.

Ze wszystkich modyfikacji alotropowych najbardziej aktywny jest fosfor biały.

Czerwony fosfor składa się z długich cząsteczek o zmiennym składzie Pn. Niektóre źródła wskazują, że ma strukturę atomową, ale nadal bardziej słuszne jest traktowanie jej struktury jako molekularnej. Ze względu na cechy strukturalne jest substancją mniej aktywną w porównaniu do fosforu białego, w szczególności w przeciwieństwie do fosforu białego utlenia się znacznie wolniej w powietrzu i wymaga zapłonu, aby go zapalić.

Fosfor czarny składa się z ciągłych łańcuchów Pn i ma strukturę warstwową zbliżoną do grafitu, dlatego tak wygląda. Ta alotropowa modyfikacja ma strukturę atomową. Najbardziej stabilna ze wszystkich alotropowych modyfikacji fosforu, najbardziej pasywna chemicznie. Z tego powodu omówione poniżej właściwości chemiczne fosforu należy przypisać przede wszystkim fosforowi białemu i czerwonemu.

Oddziaływanie fosforu z niemetalami

Reaktywność fosforu jest wyższa niż azotu. Tak więc fosfor może palić się po zapłonie w normalnych warunkach, tworząc tlenek kwasowy P 2 O 5 :

a przy braku tlenu tlenek fosforu (III):

Intensywnie przebiega również reakcja z halogenami. Tak więc podczas chlorowania i bromowania fosforu, w zależności od proporcji odczynników, powstają trihalogenki lub pentahalogenki fosforu:

Ze względu na znacznie słabsze właściwości utleniające jodu w porównaniu z innymi halogenami, możliwe jest utlenienie fosforu jodem tylko do stopnia utlenienia +3:

W przeciwieństwie do azotu fosfor nie reaguje z wodorem.

Oddziaływanie fosforu z metalami

Fosfor reaguje po podgrzaniu z metalami aktywnymi i metalami o średniej aktywności, tworząc fosforki:

Oddziaływanie fosforu z substancjami złożonymi

Fosfor jest utleniany przez kwasy utleniające, w szczególności stężony kwas azotowy i siarkowy:

oddziaływanie fosforu z kwasami utleniającymi

Powinieneś wiedzieć, że biały fosfor reaguje z wodnymi roztworami zasad. Jednak ze względu na specyfikę umiejętność zapisywania równań takich oddziaływań dla Unified State Examination in Chemistry nie była jeszcze wymagana.

Niemniej jednak, dla tych, którzy zdobywają 100 punktów, dla własnego spokoju, można zapamiętać następujące cechy interakcji fosforu z roztworami alkalicznymi na zimno i po podgrzaniu.

Na zimno oddziaływanie białego fosforu z roztworami alkalicznymi przebiega powoli. Reakcji towarzyszy formacjagaz o zapachu zgniłej ryby - fosfina oraz związki o rzadkim stopniu utlenienia fosforu +1:

Gdy biały fosfor wchodzi w interakcję ze stężonym roztworem alkalicznym, podczas wrzenia uwalniany jest wodór i powstaje fosforyn:

Właściwości chemiczne węgla

Węgiel jest zdolny do tworzenia kilku alotropowych modyfikacji. Są to diament (najbardziej obojętna modyfikacja alotropowa), grafit, fuleren i karabinek.

Węgiel drzewny i sadza to węgiel amorficzny. Węgiel w tym stanie nie ma uporządkowanej struktury iw rzeczywistości składa się z najmniejszych fragmentów warstw grafitu. Węgiel amorficzny poddany działaniu gorącej pary wodnej nazywany jest węglem aktywnym. 1 gram węgla aktywnego, ze względu na obecność w nim wielu porów, ma łączną powierzchnię ponad trzystu metrów kwadratowych! Ze względu na swoją zdolność do wchłaniania różnych substancji węgiel aktywny znajduje szerokie zastosowanie jako wypełniacz filtrów, a także jako enterosorbent przy różnego rodzaju zatruciach.

Z chemicznego punktu widzenia najbardziej aktywną jego formą jest węgiel amorficzny, grafit wykazuje średnią aktywność, a diament jest substancją niezwykle obojętną. Z tego powodu właściwości chemiczne węgla omówione poniżej należy przede wszystkim przypisać węglu amorficznemu.

Zmniejszające właściwości węgla

Jako czynnik redukujący węgiel reaguje z niemetalami, takimi jak tlen, halogeny i siarka.

W zależności od nadmiaru lub braku tlenu, spalanie węgla może wytwarzać tlenek węgla CO lub dwutlenek węgla CO 2 :

Kiedy węgiel wchodzi w interakcję z fluorem powstaje tetrafluorek węgla:

Gdy węgiel jest ogrzewany siarką powstaje dwusiarczek węgla CS 2 :

Węgiel może redukować metale po aluminium w szeregu aktywności ich tlenków. Na przykład:

Równieżwęgiel reaguje również z tlenkami metali aktywnych jednak w tym przypadku z reguły nie obserwuje się redukcji metalu, ale tworzenie się jego węglika:

Oddziaływanie węgla z tlenkami niemetali

Węgiel wchodzi w reakcję współproporcjonowania z dwutlenkiem węgla CO 2 :

Jednym z najważniejszych procesów z przemysłowego punktu widzenia jest tzw. reforming parowy węgla. Proces odbywa się poprzez przepuszczanie pary wodnej przez gorący węgiel. W takim przypadku zachodzi następująca reakcja:

W wysokich temperaturach węgiel jest w stanie zredukować nawet tak obojętny związek, jak dwutlenek krzemu. W takim przypadku, w zależności od warunków, możliwe jest powstawanie krzemu lub węglika krzemu (karborundu):

Również węgiel jako czynnik redukujący reaguje z kwasami utleniającymi, w szczególności stężonymi kwasami siarkowym i azotowym:

Właściwości utleniające węgla

Pierwiastek chemiczny węgiel nie jest silnie elektroujemny, dlatego proste substancje, które tworzy, rzadko wykazują właściwości utleniające w stosunku do innych niemetali.

Przykładem takich reakcji jest oddziaływanie amorficznego węgla z wodorem po podgrzaniu w obecności katalizatora:

jak również z krzemem w temperaturze 1200-1300 o Z:

Węgiel wykazuje właściwości utleniające w stosunku do metali . Węgiel może reagować z metalami aktywnymi i niektórymi metalami o aktywności pośredniej. Reakcje przebiegają po podgrzaniu:

Węgliki metali aktywnych są hydrolizowane wodą:

a także roztwory kwasów nieutleniających:

W tym przypadku powstają węglowodory zawierające węgiel na tym samym stopniu utlenienia, co w oryginalnym węgliku.

Właściwości chemiczne krzemu

Krzem może istnieć, podobnie jak węgiel w stanie krystalicznym i amorficznym, i podobnie jak w przypadku węgla, krzem amorficzny jest znacznie bardziej aktywny chemicznie niż krzem krystaliczny.

Czasami krzem amorficzny i krystaliczny nazywany jest jego modyfikacjami alotropowymi, co ściśle rzecz biorąc nie jest do końca prawdą. Krzem amorficzny jest zasadniczo konglomeratem najmniejszych cząstek krzemu krystalicznego ułożonych losowo względem siebie.

Oddziaływanie krzemu z prostymi substancjami

niemetale

W normalnych warunkach krzem ze względu na swoją obojętność reaguje tylko z fluorem:

Si+2F 2 = SiF 4

Krzem reaguje z chlorem, bromem i jodem tylko po podgrzaniu. Charakterystyczne jest, że w zależności od aktywności halogenu wymagana jest odpowiednio inna temperatura:

Wszystkie halogenki krzemu są łatwo hydrolizowane przez wodę:

a także roztwory alkaliczne:

Reakcja krzemu z tlenem zachodzi, ale wymaga bardzo mocnego ogrzewania (1200-1300 o C) ze względu na fakt, że silny film tlenkowy utrudnia interakcję:

W temperaturze 1200-1500 o Z krzemem powoli oddziałuje z węglem w postaci grafitu z utworzeniem karborundu SiC - substancji o atomowej sieci krystalicznej podobnej do diamentu i prawie nie gorszej od niej pod względem wytrzymałości:

Krzem nie reaguje z wodorem.

metale

Ze względu na niską elektroujemność wodór może wykazywać właściwości utleniające tylko w stosunku do metali. Spośród metali krzem reaguje z aktywnymi (alkaliami i ziemiami alkalicznymi), a także wieloma metalami o średniej aktywności. W wyniku tego oddziaływania powstają krzemki: 2Mg + Si = Mg 2 Si

Krzemki metali aktywnych łatwo hydrolizują wodą lub rozcieńczonymi roztworami kwasów nieutleniających:

W ten sposób powstaje silan gazowy SiH 4 – analog metanu CH 4 .

Oddziaływanie krzemu z substancjami złożonymi

Krzem nie reaguje z wodą nawet podczas gotowania, natomiast krzem amorficzny oddziałuje z przegrzaną parą wodną w temperaturze około 400-500 o C. Powoduje to wytwarzanie wodoru i dwutlenku krzemu:

Spośród wszystkich kwasów krzem (w stanie amorficznym) reaguje tylko ze stężonym kwasem fluorowodorowym:

Krzem rozpuszcza się w stężonych roztworach alkalicznych. Reakcji towarzyszy wydzielanie się wodoru: