Vlastnosti jednoduchých látok kovov a nekovov POUŽITIE. Chemické vlastnosti jednoduchých látok kovov a nekovov

KOVY, ICH VLASTNOSTI, ZÍSKAVANIE, APLIKÁCIA. ELEKTROlýza.

1. Nereaguje s vodou:

1) horčík 2) berýlium 3) bárium 4) stroncium

2. Reakcia zriedenej kyseliny dusičnej s meďou zodpovedá rovnici:

1) 3 Cu + 8 HNO 3 \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4 H20

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

3) Cu + 2 HN03 = CuO + N02 + H20

4) Cu + HN03 = CuO + NH4NO3 + H20

3. Porovnajte procesy prebiehajúce na elektródach počas elektrolýzy taveniny a roztoku chloridu sodného.

4. Počas elektrolýzy roztoku AgNO 3 na katóde sa uvoľňuje:

1) striebro 2) vodík 3) striebro a vodík 4) kyslík a vodík

5. Počas elektrolýzy roztoku chloridu draselného na katóde dochádza k:

1) redukcia vody 2) oxidácia vody

3) redukcia draselných iónov 4) oxidácia chlóru

6. Aký proces prebieha na medenej anóde pri elektrolýze roztoku bromidu sodného?

1) oxidácia vody 2) oxidácia brómových iónov

3) oxidácia medi 4) regenerácia medi

7. Reakcia je možná medzi:

1) Ag a K2S04 (roztok) 2) Zn a KCl (roztok)

3) Mg a SnCl2 (roztok) 4) Ag a CuSO 4 (riešenie)

8. V akom poradí sa tieto kovy redukujú pri elektrolýze roztokov ich solí?

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

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

9. S koncentrovanou HNO 3 bez ohrevu neinteraguje:

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

10. Kyselina dusičná sa hromadí v elektrolyzéri pri prechode elektrického prúdu cez vodný roztok

1) dusičnan vápenatý 2) dusičnan strieborný 3) dusičnan hlinitý 4) dusičnan cézny

11. Z nižšie uvedených kovov je najaktívnejší:

1) berýlium 2) horčík 3) vápnik 4) bárium

12. Železo reaguje s každou z dvoch látok:

1) chlorid sodný a dusík 2) kyslík a chlór

3) oxid hlinitý a uhličitan draselný 4) voda a hydroxid hlinitý

13. Každý z dvoch kovov reaguje s vodou pri izbovej teplote:

1) bárium a meď 2) hliník a ortuť 3) vápnik a lítium 4) striebro a sodík

14. Pri tavení hliníka s hydroxidom sodným vzniká:

1) NaAl02 2) AlH3 3) Na 4) Al203

15. So zriedenou HNO 3 bez ohrevu neinteraguje:

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

16. Vodík sa nevytláča z kyselín:

1) chróm 2) železo 3) meď 4) zinok

17. Meď sa rozpúšťa v zriedenom vodnom roztoku kyseliny:

1) sírová 2) chlorovodíková 3) dusíková 4) fluorovodíková

18. Medené výrobky, ktoré sú v kontakte so vzduchom, sú postupne pokryté zeleným povlakom, hlavnou zložkou

Jeho zložkou je:

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

19. Pri zahrievaní horčíka v dusíkovej atmosfére:

1) reakcia neprebieha 2) vzniká nitrid horečnatý

3) vzniká dusitan horečnatý 4) vzniká dusičnan horečnatý

20. Pri bežnej teplote horčíkneinteraguje s:

Voda

B) alkalické roztoky

C) zriediť H 2 SO4 a HNO3

D) koncentrovaný H 2 SO4 a HNO3

D) šedá

odpoveď:

21. Pri izbovej teplote chróm interaguje s:

A) HCl (rozdiel) B) H20 C) H2S04 (rozdiel) D) N2E) H2

odpoveď: _____________________ . (Zapíšte si príslušné písmená v abecednom poradí.)

22. Pri elektrolýze vodného roztoku KI nevygenerované:

1) K 2) KOH 3) H2 4) I 2

23. Látka, z ktorej vznikajú rovnaké produkty pri elektrolýze vodného roztoku a taveniny má

Vzorec:

1) CuCl2 2) KBr 3) NaOH 4) NaCl

24. Pri elektrolýze vodného roztoku sa na katóde a anóde budú uvoľňovať plynné látky:

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

25. Počas elektrolýzy roztoku Cr 2 (S04) 3 na katóde sa uvoľňuje:

1) kyslík 2) vodík a chróm 3) chróm 4) kyslík a chróm 26. Dve inertné elektródy boli spustené do pohára obsahujúceho zmes vodných roztokov solí s rovnakou koncentráciou

Cium AgNO 3, Cu(NO 3) 2, Hg(NO 3) 2, NaN03 . Prvé častice, ktoré sa redukujú počas elektrolýzy, sú:

1) Hg +2 2) Ag + 3) Cu +2 4) H20

27. Počas elektrolýzy zriedeného vodného roztoku Ni (NO 3 ) 2 na katóde sa uvoľňuje:

1) Ni 2) O2 3) Ni a H2 4) H2 a O2

28. Kyselina dusičná sa hromadí v elektrolytickom článku, keď elektrický prúd prechádza vodným roztokom.

1) dusičnan draselný 2) dusičnan hlinitý 3) dusičnan horečnatý 4) dusičnan meďnatý

29. K uvoľňovaniu kyslíka dochádza pri elektrolýze vodného roztoku soli:

30. Pri elektrolýze vodného roztoku dusičnanu strieborného na katóde vzniká:

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

31. Vápnik v priemysle sa získava:

1) elektrolýza roztoku CaCl 2 2) elektrolýza taveniny CaCl 2

3) elektrolýza roztoku Ca(OH). 2 4) pôsobenie aktívnejšieho kovu na vodné roztoky solí

32. Pri elektrolýze roztoku jodidu sodného na katóde sa farba lakmusu v roztoku:

1) červená 2) modrá 3) fialová 4) žltá

33. Pri elektrolýze vodného roztoku dusičnanu draselného sa na anóde uvoľňuje:

1) 02 2) N02 3) N2 4) H2

34. Vodík vzniká pri elektrolýze vodného roztoku:

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

35. Pri interakcii lítia s vodou vzniká vodík a:

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

36. Kovové vlastnosti sú najslabšie vyjadrené v:

1) sodík 2) horčík 3) vápnik 4) hliník

37. Sú nasledujúce úsudky o alkalických kovoch správne?

ALE. Vo všetkých zlúčeninách majú oxidačný stav +1.

B. S nekovmi tvoria zlúčeniny s iónovými väzbami.

1) iba A je pravdivé 2) iba B je pravdivé

3) oba rozsudky sú pravdivé 4) oba rozsudky sú nesprávne

38. Pri izbovej teplote chróm interaguje s:

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

39. Pri interakcii chrómu s kyselinou chlorovodíkovou vznikajú:

1) CrCl2 a H2 2) CrCl3 a H20 3) CrCl2 a H20 4) CrCl3 a H2

40. Meď neinteraguje s:

1) riediť HNO 3 2) koncentrovaná HNO 3

3) zriedená HCl 4) koncentrovaná H 2 SO 4

41. Ktorý z kovov nevytláča vodík zo zriedenej kyseliny sírovej?

1) železo 2) chróm 3) meď 4) zinok

42. Najintenzívnejšie reaguje s vodou:

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

43. Za normálnych podmienok reaguje s vodou:

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

44. V dôsledku reakcie vápnika s vodou vznikajú:

1) CaO a H22) Ca(OH)2 a H23) CaH2 a O24) Ca (OH)2 a O2

45. Chemická reakcia nenastáva medzi:

1) Zn a HCl 2) Al a HCl 3) Mg a H 2S04 (rozdiel) 4) Ag a H2S04 (rozdiel)

46. ​​Kyselina chlorovodíková reaguje s:

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

47. Pre hliník za normálnych podmienok interakcia s:

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

odpoveď: _____________________ . (Zapíšte si príslušné písmená v abecednom poradí.)

48. Stanovte súlad medzi východiskovými materiálmi a produktmi redoxných reakcií.

VÝCHODISKOVÉ LÁTKY REAKČNÉ PRODUKTY

1) Fe + Cl2 → A) FeSO4 + H2

2) Fe + HCl → B) Fe2 (SO 4) 3 + H2

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

4) Fe + H2S04 (konc.) -> D) FeCl2 + H2

E) FeCl3 + H2

E) FeCl3

49. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vody

Roztok síranu meďnatého na inertných elektródach.

50. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku

Chlorid bárnatý na inertných elektródach.

51. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku

Jodid draselný na inertných elektródach.

52. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku

Kyselina sírová na inertných elektródach.

53. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku

Bromid lítny na inertných elektródach.

54. Za normálnych podmienok vápnik reaguje s:

1) kyslík 2) uhlík 3) síra 4) dusík

55. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku

Dusičnan draselný na inertných elektródach.

56. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku

Síran sodný na inertných elektródach.

57. Pri bežnej teplote meď reaguje s:

1) voda 2) kyslík 3) kyselina chlorovodíková 4) kyselina dusičná

58. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku

Hydroxid draselný na inertných elektródach.

59. Rozpúšťa sa v zriedenej kyseline sírovej:

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

60. Napíšte rovnice pre reakcie prebiehajúce na katóde a anóde a všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku

Kyselina dusičná na inertných elektródach.

61. Pri zahrievaní meď reaguje s:

1) vodík 2) kyselina sírová

Video lekcia 1: Anorganická chémia. Kovy: alkálie, alkalické zeminy, hliník

Video lekcia 2: prechodné kovy

Prednáška: Charakteristické chemické vlastnosti a výroba jednoduchých látok - kovy: alkálie, alkalické zeminy, hliník; prechodné prvky (meď, zinok, chróm, železo)

Chemické vlastnosti kovov

Všetky kovy sa v chemických reakciách prejavujú ako redukčné činidlá. Ľahko sa delia s valenčnými elektrónmi, pričom sa súčasne oxidujú. Pripomeňme, že čím ďalej vľavo sa kov nachádza v elektrochemickej sérii napätia, tým silnejšie je redukčné činidlo. Preto je najsilnejšie lítium, najslabšie zlato a naopak, zlato je najsilnejšie oxidačné činidlo a lítium je najslabšie.

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

Všetky kovy vytláčajú zo soľného roztoku iné kovy, t.j. obnoviť ich. Všetky okrem alkalických kovov a kovov alkalických zemín, pretože interagujú s vodou. Kovy nachádzajúce sa pred H ho vytláčajú z roztokov zriedených kyselín a samy sa v nich rozpúšťajú.

Zvážte niektoré všeobecné chemické vlastnosti kovov:

• Interakciou kovov s kyslíkom vznikajú zásadité (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O atď.) alebo amfotérne (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 atď.) oxidy.
• Interakciou kovov s halogénmi (hlavná podskupina skupiny VII) vznikajú halogenovodíkové kyseliny (HF - fluorovodík, HCl - chlorovodík atď.).
• Interakciou kovov s nekovmi vznikajú soli (chloridy, sulfidy, nitridy atď.).
• Interakciou kovov s kovmi vznikajú intermetalické zlúčeniny (MgB 2, NaSn, Fe 3 Ni atď.).
• Interakciou aktívnych kovov s vodíkom vznikajú hydridy (NaH, CaH 2, KH atď.).
• Interakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou vznikajú alkálie (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2 atď.).
• Interakciou kovov (iba tých, ktoré stoja v elektrochemickom rade do H) s kyselinami vznikajú soli (sírany, dusitany, fosforečnany atď.). Treba mať na pamäti, že kovy reagujú s kyselinami dosť neochotne, zatiaľ čo takmer vždy interagujú so zásadami a soľami. Aby reakcia kovu s kyselinou prebehla, musí byť kov aktívny a kyselina silná.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

Do skupiny alkalických kovov patria tieto chemické prvky: lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb), cézium (Cs), francium (Fr). Keď sa pohybujú zhora nadol v skupine I periodickej tabuľky, ich atómové polomery sa zväčšujú, čo znamená, že sa zvyšujú ich kovové a redukčné vlastnosti.

Zvážte chemické vlastnosti alkalických kovov:

• Nemajú známky amfoterity, pretože majú záporné hodnoty elektródových potenciálov.
• Najsilnejšie redukčné činidlo spomedzi všetkých kovov.
• V zlúčeninách vykazujú iba oxidačný stav +1.
• Atómy týchto chemických prvkov sa pri získaní jediného valenčného elektrónu premenia na katióny.
• Tvoria množstvo iónových zlúčenín.
• Takmer všetky sú rozpustné vo vode.

Interakcia alkalických kovov s inými prvkami:

1. S kyslíkom tvoria jednotlivé zlúčeniny, takže oxid tvorí iba lítium (Li 2 O), sodík tvorí peroxid (Na 2 O 2) a draslík, rubídium a cézium tvoria superoxidy (KO 2, RbO 2, CsO 2).

2. S vodou vytvára alkálie a vodík. Pamätajte, že tieto reakcie sú výbušné. Bez výbuchu reaguje s vodou iba lítium:

2Li + 2H20 -> 2Li0H + H2.

3. S halogénmi tvoria halogenidy (NaCl - chlorid sodný, NaBr - bromid sodný, NaI - jodid sodný atď.).

4. Pri zahrievaní vodíkom vznikajú hydridy (LiH, NaH atď.)

5. So sírou pri zahrievaní vytvára sulfidy (Na2S, K2S atď.). Sú bezfarebné a dobre rozpustné vo vode.

6. S fosforom pri zahrievaní tvoria fosfidy (Na 3 P, Li 3 P atď.), Sú veľmi citlivé na vlhkosť a vzduch.

7. S uhlíkom pri zahrievaní karbidy tvoria iba lítium a sodík (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), kým draslík, rubídium a cézium netvoria karbidy, tvoria binárne zlúčeniny s grafitom (C 8 Rb, C 8 Cs, atď.).

8. Za normálnych podmienok reaguje s dusíkom iba lítium, pričom vzniká Li 3N nitrid, s inými alkalickými kovmi je reakcia možná len pri zahrievaní.

9. S kyselinami reagujú výbušne, takže vykonávanie takýchto reakcií je veľmi nebezpečné. Tieto reakcie sú nejednoznačné, pretože alkalický kov aktívne reaguje s vodou, pričom vytvára zásadu, ktorá je potom neutralizovaná kyselinou. To vytvára konkurenciu medzi zásadami a kyselinami.

10. S amoniakom sa tvoria amidy - analógy hydroxidov, ale silnejšie zásady (NaNH 2 - amid sodný, KNH 2 - amid draselný atď.).

11. S alkoholmi, ktoré tvoria alkoholáty.

Francium je rádioaktívny alkalický kov, jeden z najvzácnejších a najmenej stabilných zo všetkých rádioaktívnych prvkov. Jeho chemické vlastnosti nie sú dobre známe.

Na získavanie alkalických kovov využívajú najmä elektrolýzu tavenín ich halogenidov, najčastejšie chloridov, ktoré tvoria prírodné minerály:

• NaCl -> 2Na + Cl2.

• Na2C03 + 2C -> 2Na + 3CO.

• 2Li20 + Si + 2CaO → 4Li + Ca2Si04.

• KCl + Na → K + NaCl.

Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín

Kovy alkalických zemín zahŕňajú prvky hlavnej podskupiny II. skupiny: vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba), rádium (Ra). Chemická aktivita týchto prvkov rastie rovnako ako u alkalických kovov, t.j. zvýšenie podskupiny.

Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín:

Štruktúra valenčných obalov atómov týchto prvkov ns 2 .

• Atómy týchto chemických prvkov, ktoré dávajú dva valenčné elektróny, sa premieňajú na katióny.
• Zlúčeniny vykazujú oxidačný stav +2.
• Náboje atómových jadier sú o jednu väčšie ako náboje alkalických prvkov v rovnakých periódach, čo vedie k zmenšeniu polomeru atómov a zvýšeniu ionizačných potenciálov.

Interakcia kovov alkalických zemín s inými prvkami:

1. S kyslíkom všetky kovy alkalických zemín, okrem bária, tvoria oxidy, bárium tvorí peroxid BaO 2. Z týchto kovov berýlium a horčík, potiahnuté tenkým ochranným oxidovým filmom, interagujú s kyslíkom len pri veľmi vysokej t. Bázické oxidy kovov alkalických zemín reagujú s vodou, s výnimkou oxidu berýlia BeO, ktorý má amfotérne vlastnosti. Reakcia oxidu vápenatého a vody sa nazýva reakcia hasenia vápna. Ak je činidlom CaO, tvorí sa nehasené vápno, ak Ca(OH) 2, hasené. Tiež zásadité oxidy reagujú s kyslými oxidmi a kyselinami. Napríklad:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Kovy alkalických zemín a ich oxidy tvoria s vodou hydroxidy - biele kryštalické látky, ktoré sú v porovnaní s hydroxidmi alkalických kovov menej rozpustné vo vode. Hydroxidy kovov alkalických zemín sú alkálie, s výnimkou amfotérneho Be(OH ) 2 a slabý základ Mg(OH)2. Keďže berýlium nereaguje s vodou, Be (OH ) 2 možno získať inými spôsobmi, napríklad hydrolýzou nitridu:

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

3. Za normálnych podmienok s halogénmi reaguje všetko, okrem berýlia. Ten reaguje až pri vysokom t. Vznikajú halogenidy (MgI 2 - jodid horečnatý, CaI 2 - jodid vápenatý, CaBr 2 - bromid vápenatý atď.).

4. Všetky kovy alkalických zemín okrem berýlia reagujú pri zahrievaní s vodíkom. Vznikajú hydridy (BaH2, CaH2 atď.). Na reakciu horčíka s vodíkom je okrem vysokého t potrebný aj zvýšený tlak vodíka.

5. Síra tvorí sulfidy. Napríklad:

• Ca + S → CaS.

Sulfidy sa používajú na získanie kyseliny sírovej a príslušných kovov.

6. S dusíkom tvoria nitridy. Napríklad:

• 3Buď + N 2 → Buď 3 N 2.

7. S kyselinami, ktoré tvoria soli zodpovedajúcej kyseliny a vodíka. Napríklad:

• Be + H2SO4 (razb.) → BeSO4 + H2.

Tieto reakcie prebiehajú rovnako ako v prípade alkalických kovov.

Získanie kovov alkalických zemín:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al 2 O 3

• CaCl2 -> Ca + Cl2

Chemické vlastnosti hliníka

Hliník je aktívny, ľahký kov, číslo 13 v tabuľke. V prírode najbežnejší zo všetkých kovov. A z chemických prvkov zaujíma tretiu pozíciu z hľadiska distribúcie. Vysoké teplo a elektrický vodič. Odolný voči korózii, pretože je pokrytý oxidovým filmom. Teplota topenia je 660 0 С.

Zvážte chemické vlastnosti a interakciu hliníka s inými prvkami:

1. Vo všetkých zlúčeninách je hliník v oxidačnom stave +3.

2. Vykazuje redukčné vlastnosti takmer vo všetkých reakciách.

3. Amfotérny kov vykazuje kyslé aj zásadité vlastnosti.

4. Obnovuje veľa kovov z oxidov. Tento spôsob získavania kovov sa nazýva aluminotermia. Príklad získania chrómu:

2Al + Cr203 → Al 2 O 3 + 2Cr.

5. Reaguje so všetkými zriedenými kyselinami za tvorby solí a uvoľňovania vodíka. Napríklad:

2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 3H2S04 → A12(S04)3 + 3H2.

V koncentrovanej HNO 3 a H 2 SO 4 je hliník pasivovaný. Vďaka tomu je možné tieto kyseliny skladovať a prepravovať v nádobách vyrobených z hliníka.

6. Interaguje s alkáliami, pretože rozpúšťajú oxidový film.

7. Reaguje so všetkými nekovmi okrem vodíka. Na uskutočnenie reakcie s kyslíkom je potrebný jemne rozptýlený hliník. Reakcia je možná len pri vysokom t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al20 3 .

Podľa tepelného účinku je táto reakcia exotermická. Interakciou so sírou vzniká sulfid hlinitý Al 2 S 3, s fosfidom fosforu AlP, s nitridom dusíka AlN, s karbidom uhlíka Al 4 C 3 .

8. Interaguje s inými kovmi a vytvára aluminidy (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7 atď.).

Kovový hliník sa získava elektrolýzou roztoku oxidu hlinitého Al 2 O 3 v roztavenom kryolite Na 2 AlF 6 pri 960–970 °C.

• 2Al203 → 4Al + 3O2.
  

Chemické vlastnosti prechodných prvkov

Prechodné prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín periodickej tabuľky. Zvážte chemické vlastnosti medi, zinku, chrómu a železa.

Chemické vlastnosti medi

1. V elektrochemickej sérii sa nachádza napravo od H, takže tento kov je neaktívny.

2. Slabý reduktor.

3. V zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy +1 a +2.

4. Pri zahrievaní reaguje s kyslíkom za vzniku:

• oxid meďnatý (I) 2Cu + O2 → 2CuO(pri t 400 0 C)
• alebo oxid meďnatý: 4Cu + O2 → 2Cu2O(pri t 200 °C).

Oxidy majú základné vlastnosti. Pri zahrievaní v inertnej atmosfére je Cu2O disproporcionálny: Cu20 → CuO + Cu. Oxid meďnatý CuO tvorí kupráty v reakciách s alkáliami, napríklad: CuO + 2NaOH → Na2Cu02 + H20.

5. Hydroxid meďnatý Cu (OH) 2 je amfotérny, prevažujú v ňom hlavné vlastnosti. Ľahko sa rozpúšťa v kyselinách:

• Cu (OH)2 + 2HN03 → Cu(N03)2 + 2H20,

a v koncentrovaných roztokoch alkálií s ťažkosťami:

• Сu(OH)2 + 2NaOH → Na 2.

6. Interakciou medi so sírou za rôznych teplotných podmienok vznikajú aj dva sulfidy. Pri zahriatí na 300-400 0 C vo vákuu vzniká sulfid meďný:

• 2Cu+S → Cu2S.

Pri teplote miestnosti rozpustením síry v sírovodíku možno získať sírnik meďnatý:

• Cu+S → CuS.

7. Z halogénov interaguje s fluórom, chlórom a brómom za vzniku halogenidov (CuF2, CuCl2, CuBr2), jódu za vzniku jodidu meďného Cul; neinteraguje s vodíkom, dusíkom, uhlíkom, kremíkom.

8. Nereaguje s kyselinami - neoxidačnými činidlami, pretože oxidujú iba kovy nachádzajúce sa na vodík v elektrochemickom rade. Tento chemický prvok reaguje s oxidačnými kyselinami: zriedená a koncentrovaná dusičná a koncentrovaná sírová:

3Cu + 8HN03 (rozdiel) -> 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20;

Cu + 4HNO 3 (konc) -> Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20;

Cu + 2H2S04 (konc) → CuS04 + S02 + 2H20.

9. Interakciou so soľami meď vytláča z ich zloženia kovy umiestnené napravo od nej v elektrochemickej sérii. Napríklad,

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl 2 .

Tu vidíme, že meď prešla do roztoku a železo (III) sa redukovalo na železo (II). Táto reakcia má veľký praktický význam a používa sa na odstránenie medi usadenej na plastoch.

Chemické vlastnosti zinku

2. Má výrazné redukčné vlastnosti a amfotérne vlastnosti.

3. V zlúčeninách vykazuje oxidačný stav +2.

4. Na vzduchu je pokrytý oxidovým filmom ZnO.

5. Interakcia s vodou je možná pri teplote červeného tepla. V dôsledku toho sa tvorí oxid zinočnatý a vodík:

• Zn + H20 → ZnO + H2.

6. Interaguje s halogénmi za vzniku halogenidov (ZnF 2 - fluorid zinočnatý, ZnBr 2 - bromid zinočnatý, ZnI 2 - jodid zinočnatý, ZnCl 2 - chlorid zinočnatý).

7. S fosforom tvorí fosfidy Zn3P2 a ZnP2.

8. So sírovým chalkogenidom ZnS.

9. Nereaguje priamo s vodíkom, dusíkom, uhlíkom, kremíkom a bórom.

10. Interaguje s neoxidačnými kyselinami, vytvára soli a vytláča vodík. Napríklad:

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

Reaguje aj s kyselinami - oxidačnými činidlami: s konc. kyselina sírová tvorí síran zinočnatý a oxid siričitý:

• Zn + 2H2S04 -> ZnS04 + S02 + 2H20.

11. Aktívne reaguje s alkáliami, pretože zinok je amfotérny kov. S alkalickými roztokmi tvorí tetrahydroxozinkaty a uvoľňuje vodík:

• Zn + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H 2 .

Po reakcii sa na zinkových granulách objavia bublinky plynu. S bezvodými alkáliami pri tavení vytvára zinočnaté látky a uvoľňuje vodík:

• Zn+ 2NaOH → Na2ZnO2 + H2.

Chemické vlastnosti chrómu

2.

3. Vytvára farebné zlúčeniny.

4. V zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy +2 (bázický oxid CrO čierny), +3 (amfotérny oxid Cr 2 O 3 a hydroxid Cr (OH) 3 zelený) a +6 (kyslý oxid chrómový (VI) CrO 3 a kyseliny: chrómová H 2 CrO 4 a dvojchrómový H 2 Cr 2 O 7 atď.).

5. Interaguje s fluórom pri t 350-400 0 C a vytvára fluorid chromitý:

• Cr+2F2 → CrF4.

6. S kyslíkom, dusíkom, bórom, kremíkom, sírou, fosforom a halogénmi pri t 600 0 C:

• spojením s kyslíkom vzniká oxid chrómový (VI) CrO 3 (tmavočervené kryštály),
• zlúčenina dusíka - nitrid chrómu CrN (čierne kryštály),
• zlúčenina s boridom chrómu CrB (žlté kryštály),
• zlúčenina s kremíkom - silicidom chrómu CrSi,
• spojenie s karbidom uhlík-chróm Cr 3 C 2 .

7. Reaguje s vodnou parou, pričom je v horúcom stave, pričom vytvára oxid chrómový (III) a vodík:

• 2Cr + 3H20 -> Cr203 + 3H 2 .

8. Nereaguje s alkalickými roztokmi, ale pomaly reaguje s ich taveninami a vytvára chrómany:

• 2Cr + 6KOH -> 2KCr02 + 2K20 + 3H2.

9. Rozpúšťa sa v zriedených silných kyselinách za vzniku solí. Ak reakcia prebieha na vzduchu, vznikajú soli Cr3+, napr.

• 2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H20 + H 2 .

• Cr + 2HCl -> CrCl2 + H2.

10. S koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou, ako aj s aqua regia reaguje len pri zahriatí, pretože. pri nízkych teplotách tieto kyseliny pasivujú chróm. Reakcie s kyselinami pri zahrievaní vyzerajú takto:

2Cr + 6H2S04 (konc) → Cr2(S04)3 + 3S02 + 6H20

Cr + 6HNO3 (konc) → Cr(N03)3 + 3NO2 + 3H20

Oxid chrómu (II) CrO- pevná látka čierna alebo červená, nerozpustná vo vode.

Chemické vlastnosti:

• Má základné a regeneračné vlastnosti.
• Pri zahriatí na 100 0 C na vzduchu oxiduje na Cr 2 O 3 - oxid chromitý.
• Z tohto oxidu je možné obnoviť chróm vodíkom: CrO + H 2 → Cr + H 2 O alebo koks: CrO + C → Cr + CO.
• Reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, pričom uvoľňuje vodík: 2CrO + 6HCl -> 2CrCl3 + H2 + 2H20.
• Nereaguje s alkáliami, zriedenými kyselinami sírovou a dusičnou.

Oxid chrómu (III) Cr2O3- žiaruvzdorná látka, tmavozelenej farby, nerozpustná vo vode.

Chemické vlastnosti:

• Má amfotérne vlastnosti.
• Ako zásaditý oxid interaguje s kyselinami: Cr203 + 6HCl -> CrCl3 + 3H20.
• Ako kyslý oxid interaguje s alkáliami: Cr203 + 2KOH → 2KCr03 + H20.
• Silné oxidačné činidlá oxidujú Cr203 na chromát H2Cr04.
• Silné redukčné činidlá obnovujúCr out Cr2O3.

Hydroxid chromitý Cr(OH) 2 - pevná žltá alebo hnedá farba, málo rozpustná vo vode.

Chemické vlastnosti:

• Slabá báza, vykazuje základné vlastnosti.
• V prítomnosti vlhkosti na vzduchu oxiduje na Cr(OH) 3 - hydroxid chromitý.
• Reaguje s koncentrovanými kyselinami za vzniku modrých chrómových solí: Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrS04 + 2H20.
• Nereaguje s alkáliami a zriedenými kyselinami.

Hydroxid chromitý Cr(OH) 3 - sivozelená látka, nerozpustná vo vode.

Chemické vlastnosti:

• Má amfotérne vlastnosti.
• Ako zásaditý hydroxid interaguje s kyselinami: Cr(OH)3 + 3HCl -> CrCl3 + 3H20.
• Ako kyslý hydroxid interaguje s alkáliami: Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3 [Cr(OH)6].

Chemické vlastnosti železa

1. Aktívny kov s vysokou reaktivitou.

2. Má regeneračné vlastnosti, ako aj výrazné magnetické vlastnosti.

3. V zlúčeninách vykazuje hlavné oxidačné stupne +2 (so slabými oxidačnými činidlami: S, I, HCl, roztoky solí), +3 (so silnými oxidačnými činidlami: Br a Cl) a menej charakteristické +6 (so O a H 2 O). V slabých oxidačných činidlách má železo oxidačný stupeň +2, v silnejších +3. Oxidačné stavy +2 zodpovedajú čiernemu oxidu FeO a zelenému hydroxidu Fe (OH) 2, ktoré majú zásadité vlastnosti. Oxidačné stavy +3 zodpovedajú červenohnedému oxidu Fe 2 O 3 a hnedému hydroxidu Fe (OH) 3, ktoré majú slabo výrazné amfotérne vlastnosti. Fe (+2) je slabé redukčné činidlo a Fe (+3) je často slabé oxidačné činidlo. Ako sa menia redoxné podmienky, oxidačné stavy železa sa môžu navzájom meniť.

• 3Fe + 202 → Fe304.

5. Pri zahrievaní reaguje s halogénmi:

• spojením s chlórom vzniká chlorid železitý FeCl 3,
• zlúčenina s brómom - bromid železitý FeBr 3,
• zlúčenina s jódom - jodid železitý Fe 3 I 8,
• zlúčenina s fluórom - fluorid železitý FeF 2, fluorid železitý FeF 3.

• spojením so sírou vzniká sulfid železnatý FeS,
• spojenie s dusíkom - nitrid železa Fe 3 N,
• zlúčenina s fosforom - fosfidy FeP, Fe 2 P a Fe 3 P,
• zlúčenina s kremíkom - silicidom železa FeSi,
• zlúčenina s uhlíkom - karbid železa Fe 3 C.

9. Nereaguje s alkalickými roztokmi, ale pomaly reaguje s alkalickými taveninami, ktoré sú silnými oxidačnými činidlami:

• Fe + KClO3 + 2KOH → K2FeO4 + KCl + H20.

10. Obnovuje kovy umiestnené v elektrochemickom riadku vpravo:

• Fe + SnCl2 → FeCl2 + Sn.

• 3Fe2O3 + CO → CO 2 + 2 Fe 3 O 4,
• Fe304 + CO → CO 2 + 3 FeO,
• FeO + CO → CO 2 + Fe.

Oxid železitý FeO - čierna kryštalická látka (wustite), ktorá sa nerozpúšťa vo vode.

Chemické vlastnosti:

• Má základné vlastnosti.
• Reaguje so zriedenou kyselinou chlorovodíkovou: FeO + 2HCl -> FeCl2 + H20.
• Reaguje s koncentrovanou kyselinou dusičnou:FeO + 4HN03 → Fe(N03)3 + N02 + 2H20.
• Nereaguje s vodou a soľami.
• Vodíkom sa pri t 350 °C redukuje na čistý kov: FeO + H2 → Fe + H20.
• V kombinácii s koksom sa redukuje aj na čistý kov: FeO + C → Fe + CO.
• Tento oxid je možné získať rôznymi spôsobmi, jedným z nich je zahrievanie Fe pri nízkom tlaku O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Oxid železitýFe203- hnedý prášok (hematit), látka nerozpustná vo vode. Iné názvy: oxid železa, minium železa, potravinárske farbivo E172 atď.

Chemické vlastnosti:

• Fe203 + 6HCl -> 2 FeCl3 + 3H20.
• Nereaguje s alkalickými roztokmi, reaguje s ich taveninami a vytvára ferity: Fe203 + 2NaOH → 2NaFe02 + H20.
• Pri zahrievaní vodíkom vykazuje oxidačné vlastnosti:Fe203 + H2 -> 2FeO + H20.
• Fe203 + 3KN03 + 4KOH → 2K2Fe04 + 3KN02 + 2H20.

Oxid železitý (II, III) Fe304 alebo FeO Fe20 3 - sivočierna tuhá látka (magnetit, magnetická železná ruda), látka nerozpustná vo vode.

Chemické vlastnosti:

• Pri zahrievaní nad 1500 0 С sa rozkladá: 2Fe 3 O 4 → 6 FeO + O 2.
• Reaguje so zriedenými kyselinami: Fe304 + 8HCl -> FeCl2 + 2FeCl3 + 4H20.
• Nereaguje s alkalickými roztokmi, reaguje s ich taveninami: Fe304 + 14NaOH → Na3FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H20.
• Pri reakcii s kyslíkom oxiduje: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
• S vodíkom sa pri zahrievaní obnoví:Fe304 + 4H2 -> 3Fe + 4H20.
• Redukuje sa aj v kombinácii s oxidom uhoľnatým: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Hydroxid železitý Fe(OH) 2 - biela, zriedkavo zelenkavá kryštalická látka, nerozpustný vo vode.

Chemické vlastnosti:

• Má amfotérne vlastnosti s prevahou zásaditých.
• Vstupuje do neutralizačnej reakcie neoxidačnej kyseliny, pričom vykazuje hlavné vlastnosti: Fe(OH)2 + 2HCl -> FeCl2 + 2H20.
• Pri interakcii s kyselinou dusičnou alebo koncentrovanou kyselinou sírovou vykazuje redukčné vlastnosti a vytvára soli železa (III): 2Fe(OH)2 + 4H2S04 → Fe2(S04)3 + S02 + 6H20.
• Pri zahrievaní reaguje s koncentrovanými roztokmi zásad: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Hydroxid železitý (I ja I) Fe (OH) 3- hnedá kryštalická alebo amorfná látka, nerozpustný vo vode.

Chemické vlastnosti:

• Má mierne amfotérne vlastnosti s prevahou zásaditých.
• Ľahko interaguje s kyselinami: Fe(OH)3 + 3HCl -> FeCl3 + 3H20.
• S koncentrovanými alkalickými roztokmi vytvára hexahydroxoferáty (III): Fe (OH)3 + 3NaOH → Na3.
• S alkalickými taveninami vytvára feráty:2Fe(OH)3 + Na2C03 → 2NaFe02 + CO2 + 3H20.
• V alkalickom prostredí so silnými oxidačnými činidlami vykazuje redukčné vlastnosti: 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH -> 2K2Fe04 + 6NaBr + 8H20.

Všetky chemické prvky sú rozdelené na kovy a nekovy v závislosti od štruktúry a vlastností ich atómov. Jednoduché látky tvorené prvkami sú tiež rozdelené na kovy a nekovy na základe ich fyzikálnych a chemických vlastností.

V Periodickom systéme chemických prvkov D.I. Mendeleev, nekovy sú umiestnené diagonálne: bór - astatín a nad ním v hlavných podskupinách.

Atómy kovov sa vyznačujú pomerne veľkými polomermi a malým počtom elektrónov na vonkajšej úrovni od 1 do 3 (výnimka: germánium, cín, olovo - 4; antimón a bizmut - 5; polónium - 6 elektrónov).

Nekovové atómy sa naopak vyznačujú malými atómovými polomermi a počtom elektrónov na vonkajšej úrovni od 4 do 8 (výnimkou je bór, ten má také elektróny tri).

Z toho vyplýva tendencia atómov kovov vzdávať sa vonkajších elektrónov, t.j. redukčné vlastnosti a pre nekovové atómy - túžba prijímať chýbajúce elektróny na stabilnú osemelektrónovú úroveň, t.j. oxidačné vlastnosti.

Kovy

V kovoch existuje kovová väzba a kovová kryštálová mriežka. Na miestach mriežky sú kladne nabité kovové ióny viazané socializovanými vonkajšími elektrónmi patriacimi celému kryštálu.

To určuje všetky najdôležitejšie fyzikálne vlastnosti kovov: kovový lesk, elektrickú a tepelnú vodivosť, plasticitu (schopnosť meniť tvar pod vonkajším vplyvom) a niektoré ďalšie charakteristické pre túto triedu jednoduchých látok.

Kovy skupiny I hlavnej podskupiny sa nazývajú alkalické kovy.

Kovy skupiny II: vápnik, stroncium, bárium - alkalické zeminy.

Chemické vlastnosti kovov

Pri chemických reakciách vykazujú kovy iba redukčné vlastnosti, t.j. ich atómy darujú elektróny, čím vznikajú kladné ióny.

1. Interakcia s nekovmi:

a) kyslík (s tvorbou oxidov)

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín za normálnych podmienok ľahko oxidujú, preto sa skladujú pod vrstvou vazelínového oleja alebo petroleja.

4Li + 02 = 2Li20

2Ca + O2 \u003d 2CaO

Upozorňujeme: pri interakcii sodíka sa vytvára peroxid, draslík - superoxid

2Na + O2 \u003d Na202, K + O2 \u003d KO2

a oxidy sa získavajú kalcináciou peroxidu so zodpovedajúcim kovom:

2Na + Na202 \u003d 2Na20

Železo, zinok, meď a iné menej aktívne kovy pomaly oxidujú na vzduchu a aktívne pri zahrievaní.

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (zmes dvoch oxidov: FeO a Fe 2 O 3)

2Zn + O2 = 2ZnO

2Cu + O2 \u003d 2CuO

Zlato a platinové kovy nie sú za žiadnych okolností oxidované vzdušným kyslíkom.

b) vodík (za vzniku hydridov)

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H2 \u003d CaH 2

c) chlór (za vzniku chloridov)

2K + Cl2 \u003d 2KCl

Mg + Cl2 \u003d MgCl2

2Al + 3Cl 2 \u003d 2AlCl 3

Upozornenie: keď železo reaguje, vzniká chlorid železitý:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

d) síra (s tvorbou sulfidov)

2Na + S = Na2S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al2S3

Upozornenie: keď železo reaguje, vytvára sa sulfid železitý:

Fe + S = FeS

e) dusík (s tvorbou nitridov)

6K + N2 = 2K3N

3Mg + N2 \u003d Mg3N2

2Al + N2 = 2AlN

2. Interakcia s komplexnými látkami:

Treba mať na pamäti, že podľa regeneračnej schopnosti sú kovy usporiadané v rade, ktorý sa nazýva elektrochemický rad napätí alebo aktivity kovov (Beketov N.N. posunový rad):

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

voda

Kovy nachádzajúce sa v rade až po horčík za normálnych podmienok vytláčajú z vody vodík, pričom vytvárajú rozpustné zásady - zásady.

2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2

Ba + H20 \u003d Ba (OH)2 + H2

Horčík pri varení interaguje s vodou.

Mg + 2H20 \u003d Mg (OH)2 + H2

Hliník prudko reaguje s vodou, keď je odstránený oxidový film.

2Al + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3H2

Ostatné kovy, stojace v rade až po vodík, môžu za určitých podmienok reagovať aj s vodou za uvoľňovania vodíka a tvorby oxidov.

3Fe + 4H20 \u003d Fe304 + 4H2

b) roztoky kyselín

(Okrem koncentrovanej kyseliny sírovej a kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie. Pozri redoxné reakcie.)

Upozornenie: na reakcie nepoužívajte nerozpustnú kyselinu kremičitú

Kovy od horčíka po vodík vytláčajú vodík z kyselín.

Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2

Upozornenie: tvoria sa železnaté soli.

Fe + H2S04 (razb.) \u003d FeS04 + H2

Tvorba nerozpustnej soli bráni priebehu reakcie. Napríklad olovo prakticky nereaguje s roztokom kyseliny sírovej v dôsledku tvorby nerozpustného síranu olovnatého na povrchu.

Kovy v rade za vodíkom nevytláčajú vodík.

c) roztoky solí

Kovy, ktoré sú v rade až po horčík a aktívne reagujú s vodou, sa na uskutočnenie takýchto reakcií nepoužívajú.

Pre ostatné kovy platí pravidlo:

Každý kov vytláča zo soľných roztokov iné kovy nachádzajúce sa v rade napravo od neho a sám môže byť vytesnený kovmi umiestnenými naľavo od neho.

Cu + HgCl2 \u003d Hg + CuCl2

Fe + CuSO4 \u003d FeSO4 + Cu

Rovnako ako pri kyslých roztokoch, tvorba nerozpustnej soli bráni priebehu reakcie.

d) alkalické roztoky

Kovy interagujú, ktorých hydroxidy sú amfotérne.

Zn + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2

2Al + 2KOH + 6H20 = 2K + 3H 2

e) s organickými látkami

Alkalické kovy s alkoholmi a fenolom.

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

Kovy sa zúčastňujú reakcií s halogénalkánmi, ktoré sa používajú na získanie nižších cykloalkánov a na syntézy, pri ktorých sa uhlíkový skelet molekuly stáva zložitejším (reakcia A. Wurtz):

CH2CI-CH2-CH2CI + Zn = C3H6 (cyklopropán) + ZnCl2

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

nekovy

V jednoduchých látkach sú atómy nekovov spojené kovalentnou nepolárnou väzbou. V tomto prípade vznikajú jednoduché (v H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2), dvojité (v molekulách O 2), trojité (v molekulách N 2) kovalentné väzby.

Štruktúra jednoduchých látok - nekovov:

1. molekulárny

Za normálnych podmienok väčšinu týchto látok tvoria plyny (H 2, N 2, O 2, O 3, F 2, Cl 2) alebo pevné látky (I 2, P 4, S 8) a iba jeden bróm (Br 2) je tekutý. Všetky tieto látky majú molekulárnu štruktúru, preto sú prchavé. V pevnom stave sú taviteľné v dôsledku slabej medzimolekulovej interakcie, ktorá udržuje ich molekuly v kryštáli, a sú schopné sublimácie.

2. atómový

Tieto látky sú tvorené kryštálmi, v uzloch ktorých sa nachádzajú atómy: (B n, C n, Si n, Gen, Se n, Te n). Vzhľadom na vysokú pevnosť kovalentných väzieb majú spravidla vysokú tvrdosť a akékoľvek zmeny spojené s deštrukciou kovalentnej väzby v ich kryštáloch (topenie, odparovanie) sa vykonávajú s veľkým vynaložením energie. Mnohé z týchto látok majú vysoké teploty topenia a varu a ich prchavosť je veľmi nízka.

Mnohé prvky – nekovy tvoria niekoľko jednoduchých látok – alotropných modifikácií. Alotropia môže byť spojená s rôznym zložením molekúl: kyslíka O 2 a ozónu O 3 a s rôznymi kryštálovými štruktúrami: alotropnými modifikáciami uhlíka sú grafit, diamant, karabín, fulerén. Prvky - nekovy s alotropnými modifikáciami: uhlík, kremík, fosfor, arzén, kyslík, síra, selén, telúr.

Chemické vlastnosti nekovov

Atómom nekovov dominujú oxidačné vlastnosti, teda schopnosť pripájať elektróny. Táto schopnosť je charakterizovaná hodnotou elektronegativity. Medzi neziskovky

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

zvyšuje sa elektronegativita a zlepšujú sa oxidačné vlastnosti.

Z toho vyplýva, že pre jednoduché látky - nekovy budú charakteristické oxidačné aj redukčné vlastnosti, s výnimkou fluóru, najsilnejšieho oxidačného činidla.

1. Oxidačné vlastnosti

a) pri reakciách s kovmi (kovy sú vždy redukčné činidlá)

2Na + S = Na2S (sulfid sodný)

3Mg + N2 = Mg3N2 (nitrid horečnatý)

b) pri reakciách s nekovmi umiestnenými vľavo od tohto, to znamená s nižšou hodnotou elektronegativity. Napríklad, keď fosfor a síra interagujú, síra bude oxidačným činidlom, pretože fosfor má nižšiu hodnotu elektronegativity:

2P + 5S = P2S5 (sulfid fosforečný)

Väčšina nekovov bude oxidačným činidlom pri reakciách s vodíkom:

H2+S = H2S

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

3H2 + N2 \u003d 2NH3

c) pri reakciách s niektorými zložitými látkami

Oxidačné činidlo - kyslík, spaľovacie reakcie

CH4 + 202 \u003d CO2 + 2H20

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Oxidačné činidlo - chlór

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

2KI + Cl2 \u003d 2KCl + I2

CH4 + Cl2 \u003d CH3CI + HCl

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

2. Regeneračné vlastnosti

a) v reakciách s fluórom

S + 3F2 = SF6

H2 + F2 \u003d 2HF

Si + 2F2 = SiF4

b) pri reakciách s kyslíkom (okrem fluóru)

S + O2 \u003d SO2

N2 + O2 \u003d 2NO

4P + 502 \u003d 2P20 5

C + 02 = C02

c) pri reakciách s komplexnými látkami - oxidačnými činidlami

H2 + CuO \u003d Cu + H20

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

C + 4HN03 \u003d CO2 + 4N02 + 2H20

H2C \u003d O + H2 \u003d CH3OH

3. Disproporcionačné reakcie: ten istý nekov je oxidačným činidlom aj redukčným činidlom

Cl2 + H20 \u003d HCl + HClO

3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KCl03 + 3H20

Všeobecné vlastnosti kovov.

Prítomnosť valenčných elektrónov slabo viazaných na jadro určuje všeobecné chemické vlastnosti kovov. Pri chemických reakciách vždy pôsobia ako redukčné činidlo, jednoduché látky, kovy, nikdy nevykazujú oxidačné vlastnosti.

Získavanie kovov:
- regenerácia z oxidov s uhlíkom (C), oxidom uhoľnatým (CO), vodíkom (H2) alebo aktívnejším kovom (Al, Ca, Mg);
- regenerácia zo soľných roztokov s aktívnejším kovom;
- elektrolýza roztokov alebo tavenín zlúčenín kovov - regenerácia najaktívnejších kovov (alkálie, kovy alkalických zemín a hliník) pomocou elektrického prúdu.

V prírode sa kovy nachádzajú najmä vo forme zlúčenín, len málo aktívne kovy sa nachádzajú vo forme jednoduchých látok (natívne kovy).

Chemické vlastnosti kovov.
1. Interakcia s jednoduchými látkami nekovmi:
Väčšina kovov môže byť oxidovaná nekovmi, ako sú halogény, kyslík, síra, dusík. Väčšina týchto reakcií však vyžaduje predhrievanie, aby sa spustila. V budúcnosti môže reakcia pokračovať s uvoľňovaním veľkého množstva tepla, čo vedie k vznieteniu kovu.
Pri izbovej teplote sú možné reakcie len medzi najaktívnejšími kovmi (alkalické kovy a alkalické zeminy) a najaktívnejšími nekovmi (halogény, kyslík). Alkalické kovy (Na, K) reagujú s kyslíkom za vzniku peroxidov a superoxidov (Na2O2, KO2).

a) interakcia kovov s vodou.
Pri izbovej teplote interagujú alkalické kovy a kovy alkalických zemín s vodou. V dôsledku substitučnej reakcie sa vytvorí zásada (rozpustná zásada) a vodík: Kov + H2O \u003d Me (OH) + H2
Pri zahrievaní iné kovy interagujú s vodou a stoja v sérii aktivít naľavo od vodíka. Horčík reaguje s vriacou vodou, hliníkom - po špeciálnej povrchovej úprave, čím vznikajú nerozpustné zásady - hydroxid horečnatý alebo hydroxid hlinitý - a uvoľňuje sa vodík. Kovy v rozsahu aktivity od zinku (vrátane) po olovo (vrátane) interagujú s vodnou parou (t.j. nad 100 C), pričom vznikajú oxidy zodpovedajúcich kovov a vodík.
Kovy napravo od vodíka v sérii aktivít neinteragujú s vodou.
b) interakcia s oxidmi:
aktívne kovy interagujú v substitučnej reakcii s oxidmi iných kovov alebo nekovov a redukujú ich na jednoduché látky.
c) interakcia s kyselinami:
Kovy umiestnené naľavo od vodíka v sérii aktivít reagujú s kyselinami za uvoľnenia vodíka a tvorby zodpovedajúcej soli. Kovy napravo od vodíka v sérii aktivít neinteragujú s roztokmi kyselín.
Zvláštne miesto zaujímajú reakcie kovov s dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou. Všetky kovy okrem ušľachtilých (zlato, platina) môžu byť oxidované týmito oxidačnými kyselinami. V dôsledku týchto reakcií sa vždy vytvoria zodpovedajúce soli, voda a produkt redukcie dusíka alebo síry.
d) s alkáliami
Kovy, ktoré tvoria amfotérne zlúčeniny (hliník, berýlium, zinok), sú schopné reagovať s taveninami (za vzniku stredných solí hlinitanov, berylátov alebo zinkátov) alebo alkalickými roztokmi (za vzniku zodpovedajúcich komplexných solí). Všetky reakcie uvoľňujú vodík.
e) V súlade s polohou kovu v rade aktivít sú možné reakcie redukcie (vytesnenia) menej aktívneho kovu z roztoku jeho soli iným aktívnejším kovom. V dôsledku reakcie vzniká soľ aktívnejšej a jednoduchšej látky - menej aktívneho kovu.

Všeobecné vlastnosti nekovov.

Nekovov je oveľa menej ako kovov (22 prvkov). Chémia nekovov je však oveľa komplikovanejšia kvôli väčšiemu naplneniu vonkajšej energetickej hladiny ich atómov.
Fyzikálne vlastnosti nekovov sú rozmanitejšie: sú medzi nimi plynné (fluór, chlór, kyslík, dusík, vodík), kvapaliny (bróm) a tuhé látky, ktoré sa navzájom veľmi líšia v bode topenia. Väčšina nekovov nevedie elektrický prúd, ale kremík, grafit, germánium majú polovodičové vlastnosti.
Plynné, kvapalné a niektoré tuhé nekovy (jód) majú molekulárnu štruktúru kryštálovej mriežky, zvyšok nekovov má atómovú kryštálovú mriežku.
Fluór, chlór, bróm, jód, kyslík, dusík a vodík za normálnych podmienok existujú vo forme dvojatómových molekúl.
Mnohé nekovové prvky tvoria niekoľko alotropných modifikácií jednoduchých látok. Takže kyslík má dve alotropné modifikácie - kyslík O2 a ozón O3, síra má tri alotropické modifikácie - kosoštvorcovú, plastickú a jednoklonnú síru, fosfor má tri alotropické modifikácie - červený, biely a čierny fosfor, uhlík - šesť alotropných modifikácií - sadze, grafit, diamant , karabína, fullerén, grafén.

Na rozdiel od kovov, ktoré vykazujú iba redukčné vlastnosti, môžu nekovy v reakciách s jednoduchými a zložitými látkami pôsobiť ako redukčné činidlo aj ako oxidačné činidlo. Nekovy podľa svojej aktivity zaujímajú určité miesto v rade elektronegativity. Fluór je považovaný za najaktívnejší nekov. Vykazuje iba oxidačné vlastnosti. Na druhom mieste z hľadiska aktivity je kyslík, na treťom dusík, potom halogény a ostatné nekovy. Vodík má spomedzi nekovov najnižšiu elektronegativitu.

Chemické vlastnosti nekovov.

1. Interakcia s jednoduchými látkami:
Nekovy interagujú s kovmi. Pri takejto reakcii pôsobia kovy ako redukčné činidlo, nekovy ako oxidačné činidlo. V dôsledku reakcie zlúčeniny vznikajú binárne zlúčeniny - oxidy, peroxidy, nitridy, hydridy, soli bezkyslíkatých kyselín.
Pri vzájomných reakciách nekovov vykazuje elektronegatívny nekov vlastnosti oxidačného činidla, menej elektronegatívny - vlastnosti redukčného činidla. V dôsledku reakcie zlúčenín vznikajú binárne zlúčeniny. Je potrebné mať na pamäti, že nekovy môžu vo svojich zlúčeninách vykazovať rôzne oxidačné stavy.
2. Interakcia s komplexnými látkami:
a) s vodou:
Za normálnych podmienok interagujú s vodou iba halogény.
b) s oxidmi kovov a nekovov:
Mnohé nekovy môžu reagovať pri vysokých teplotách s oxidmi iných nekovov a redukovať ich na jednoduché látky. Nekovy naľavo od síry v sérii elektronegativity môžu tiež interagovať s oxidmi kovov a redukovať kovy na jednoduché látky.
c) s kyselinami:
Niektoré nekovy môžu byť oxidované koncentrovanými kyselinami sírovou alebo dusičnou.
d) s alkáliami:
Pôsobením alkálií môžu niektoré nekovy podliehať dismutácii, pričom sú oxidačným aj redukčným činidlom.
Napríklad pri reakcii halogénov s alkalickými roztokmi bez zahrievania: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O alebo pri zahrievaní: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) so soľami:
Pri interakcii, sú silné oxidačné činidlá, vykazujú redukčné vlastnosti.
Halogény (okrem fluóru) vstupujú do substitučných reakcií s roztokmi solí halogenovodíkových kyselín: aktívnejší halogén vytláča menej aktívny halogén z roztoku soli.

Chemické vlastnosti jednoduchých látok - nekovov

Chemické vlastnosti vodíka

Z hľadiska vlastností vodíka ako jednoduchej látky má predsa len viac spoločného s halogénmi. Vodík, podobne ako halogény, je nekov a podobne ako oni tvorí dvojatómové molekuly (H 2 ).

Za normálnych podmienok je vodík plynná, neaktívna látka. Nízka aktivita vodíka sa vysvetľuje vysokou pevnosťou väzby medzi atómami vodíka v molekule, ktorá si na jej rozbitie vyžaduje buď silné zahrievanie, alebo použitie katalyzátorov, prípadne oboch súčasne.

Interakcia vodíka s jednoduchými látkami

s kovmi

Medzi kovmi vodík reaguje iba salkalické a alkalické zeminy! Medzi alkalické kovy patria kovy hlavnej podskupiny 1. skupiny (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a kovy alkalických zemín - kovy hlavnej podskupiny 2. skupiny, okrem berýlia a horčíka (Ca, Sr, Ba, Ra)

Pri interakcii s aktívnymi kovmi vodík vykazuje oxidačné vlastnosti, t.j. znižuje jeho oxidačný stav. V tomto prípade vznikajú hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktoré majú iónovú štruktúru. Reakcia prebieha pri zahrievaní:

2Na+H 2 = 2NaH

Ca + H 2 = CaH 2

Treba poznamenať, že interakcia s aktívnymi kovmi je jediným prípadom, keď molekulárny vodík H 2 je oxidačné činidlo.

s nekovmi

Z nekovov vodík reaguje len s uhlíkom, dusíkom, kyslíkom, sírou, selénom a halogénmi!

Pod uhlíkom treba rozumieť grafit alebo amorfný uhlík, keďže diamant je extrémne inertná alotropická modifikácia uhlíka.

Pri interakcii s nekovmi môže vodík vykonávať iba funkciu redukčného činidla, to znamená, že môže iba zvýšiť svoj oxidačný stav:

Interakcia vodíka s komplexnými látkami

s oxidmi kovov

Vodík nereaguje s oxidmi kovov, ktoré sú v rade aktivít kovov až po hliník (vrátane), je však schopný redukovať mnohé oxidy kovov napravo od hliníka pri zahrievaní:

s oxidmi nekovov

Z oxidov nekovov reaguje vodík pri zahrievaní s oxidmi dusíka, halogénmi a uhlíkom. Zo všetkých interakcií vodíka s oxidmi nekovov treba zvlášť poznamenať jeho reakciu s oxidom uhoľnatým CO.

Zmes CO a H 2 má dokonca svoj vlastný názov - "syntézny plyn", pretože v závislosti od podmienok z neho možno získať také požadované priemyselné produkty, ako je metanol, formaldehyd a dokonca aj syntetické uhľovodíky:

s kyselinami

Vodík nereaguje s anorganickými kyselinami!

Z organických kyselín vodík reaguje len s nenasýtenými kyselinami, ako aj s kyselinami obsahujúcimi funkčné skupiny redukovateľné vodíkom, najmäaldehydové, keto alebo nitroskupiny .

so soľami

V prípade vodných roztokov solí nedochádza k ich interakcii s vodíkom. Pri prechode vodíka cez pevné soli niektorých kovov strednej a nízkej aktivity je však možná ich čiastočná alebo úplná redukcia, napr.

Chemické vlastnosti halogénov

Halogény sú chemické prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, At), ako aj jednoduché látky, ktoré tvoria. V ďalšom texte, pokiaľ nie je uvedené inak, sa halogény budú chápať ako jednoduché látky.

Všetky halogény majú molekulárnu štruktúru, čo vedie k nízkym bodom topenia a varu týchto látok. Halogénové molekuly sú dvojatómové, t.j. ich vzorec možno zapísať vo všeobecnom tvare ako Hal 2 .

Halogén

Fyzikálne vlastnosti

F 2 Svetložltý plyn so štipľavým, dráždivým zápachom

Cl 2 Žltozelený plyn so štipľavým, dusivým zápachom

Br 2 Červeno-hnedá kvapalina so štipľavým zápachom

ja 2 Pevná látka štipľavého zápachu, tvoriaca čiernofialové kryštály

Treba poznamenať takú špecifickú fyzikálnu vlastnosť jódu, ako je jeho schopnosť sublimovať alebo inými slovami sublimovať. Sublimácia je jav, pri ktorom sa látka v tuhom stave pri zahrievaní neroztopí, ale obídením kvapalnej fázy okamžite prechádza do plynného stavu.

Ako viete, elektronegativita nekovov klesá pri pohybe nadol v podskupine, a preto aktivita halogénov klesá v rade: F 2 >Cl 2 >Br 2 > ja 2

Interakcia halogénov s jednoduchými látkami

Všetky halogény sú vysoko reaktívne a reagujú s väčšinou jednoduchých látok. Treba si však uvedomiť, že fluór môže vďaka svojej extrémne vysokej reaktivite reagovať aj s tými jednoduchými látkami, s ktorými iné halogény reagovať nedokážu. Medzi takéto jednoduché látky patrí kyslík, uhlík (diamant), dusík, platina, zlato a niektoré vzácne plyny (xenón a kryptón). Tie. v skutočnosti fluór nereaguje len s určitými vzácnymi plynmi.

Zvyšné halogény, t.j. chlór, bróm a jód sú tiež účinné látky, ale menej účinné ako fluór. Reagujú takmer so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka, uhlíka vo forme diamantu, platiny, zlata a vzácnych plynov.

Interakcia halogénov s nekovmi

vodík

Keď všetky halogény reagujú s vodíkom, vytvoria sa halogenovodíky so všeobecným vzorcom HHal. Reakcia fluóru s vodíkom zároveň začína spontánne aj v tme a pokračuje výbuchom podľa rovnice: H 2 + F 2 = 2HF

Reakcia chlóru s vodíkom môže byť iniciovaná intenzívnym ultrafialovým žiarením alebo zahrievaním. Úniky aj pri výbuchu: H 2 +Cl 2 = 2 HCl

Bróm a jód reagujú s vodíkom iba pri zahrievaní a súčasne prebieha reakcias jódom je reverzibilné: H 2 + Br 2 = 2 HBr

fosfor

Interakcia fluóru s fosforom vedie k oxidácii fosforu na najvyšší oxidačný stav (+5). V tomto prípade dochádza k tvorbe fluoridu fosforečného: 2P + 5F 2 = 2PF 5

Keď chlór a bróm interagujú s fosforom, je možné získať halogenidy fosforu v oxidačnom stave + 3 aj v oxidačnom stave + 5, čo závisí od pomerov reaktantov:

V prípade bieleho fosforu v atmosfére fluóru, chlóru alebo tekutého brómu sa reakcia spustí spontánne.

Interakcia fosforu s jódom môže viesť k tvorbe iba jodidu fosforitého v dôsledku výrazne nižšej oxidačnej schopnosti ako ostatné halogény:

sivá

Fluór oxiduje síru na najvyšší oxidačný stupeň +6, pričom vzniká hexafluorid sírový:

Chlór a bróm reagujú so sírou a vytvárajú zlúčeniny obsahujúce síru v mimoriadne nezvyčajných oxidačných stavoch +1 a +2. Tieto interakcie sú veľmi špecifické a schopnosť zapísať si rovnice týchto interakcií nie je potrebná na absolvovanie skúšky z chémie. Nasledujúce tri rovnice sú preto uvedené skôr ako návod:

interakcia síry s chlórom a brómom

Interakcia halogénov s kovmi

Ako bolo uvedené vyššie, fluór je schopný reagovať so všetkými kovmi, dokonca aj s takými neaktívnymi, ako je platina a zlato:

Zvyšné halogény reagujú so všetkými kovmi okrem platiny a zlata:

Reakcie halogénov s komplexnými látkami

Substitučné reakcie s halogénmi

Aktívnejšie halogény, t.j. ktorých chemické prvky sú umiestnené vyššie v periodickej tabuľke, sú schopné vytesniť menej aktívne halogény z halogenovodíkových kyselín a halogenidov kovov, ktoré tvoria:

Podobne bróm a jód vytláčajú síru z roztokov sulfidov a/alebo sírovodíka:

Chlór je silnejšie oxidačné činidlo a oxiduje sírovodík vo svojom vodnom roztoku nie na síru, ale na kyselinu sírovú:

Interakcia halogénov s vodou

Voda horí vo fluóre modrým plameňom v súlade s reakčnou rovnicou:

Bróm a chlór reagujú s vodou inak ako fluór. Ak fluór pôsobil ako oxidačné činidlo, potom chlór a bróm disproporcionálne vo vode tvoria zmes kyselín. V tomto prípade sú reakcie reverzibilné:

Interakcia jódu s vodou prebieha do takej nevýznamnej miery, že ju možno zanedbať a usúdiť, že reakcia vôbec neprebieha.

Interakcia halogénov s alkalickými roztokmi

Fluór pri interakcii s vodným roztokom zásady opäť pôsobí ako oxidačné činidlo:

Schopnosť napísať túto rovnicu nie je potrebná na úspešné absolvovanie skúšky. Stačí poznať fakt o možnosti takejto interakcie a oxidačnej úlohe fluóru pri tejto reakcii.

Na rozdiel od fluóru sú ostatné halogény v alkalických roztokoch disproporcionálne, to znamená, že súčasne zvyšujú a znižujú svoj oxidačný stav. Súčasne v prípade chlóru a brómu je v závislosti od teploty možný prietok v dvoch rôznych smeroch. Najmä v chlade prebiehajú reakcie takto:

Jód reaguje s alkáliami výlučne podľa druhej možnosti, t.j. s tvorbou jodičnanu, pretože hypojodit nie je stabilný nielen pri zahrievaní, ale ani pri normálnej teplote a dokonca ani v chlade:

Chemické vlastnosti kyslíka

Chemický prvok kyslík môže existovať vo forme dvoch alotropných modifikácií, t.j. tvoria dve jednoduché látky. Obe tieto látky majú molekulárnu štruktúru. Jeden z nich má vzorec O 2 a má názov kyslík, t.j. rovnaký ako názov chemického prvku, s ktorým sa tvorí.

Ďalšia jednoduchá látka tvorená kyslíkom sa nazýva ozón. Ozón na rozdiel od kyslíka pozostáva z trojatómových molekúl, t.j. má vzorec O 3 .

Pretože hlavnou a najbežnejšou formou kyslíka je molekulárny kyslík O 2 Najprv zvážime jeho chemické vlastnosti.

Chemický prvok kyslík je na druhom mieste z hľadiska elektronegativity medzi všetkými prvkami a je na druhom mieste za fluórom. V tomto ohľade je logické predpokladať vysokú aktivitu kyslíka a prítomnosť takmer výlučne oxidačných vlastností v ňom. Zoznam jednoduchých a zložitých látok, s ktorými môže kyslík reagovať, je skutočne obrovský. Je však potrebné poznamenať, že keďže molekula kyslíka má silnú dvojitú väzbu, väčšina reakcií s kyslíkom vyžaduje použitie tepla. Najčastejšie je potrebné silné zahrievanie na samom začiatku reakcie (vznietenie), po ktorom mnohé reakcie prebiehajú nezávisle bez prívodu tepla zvonku.

Z jednoduchých látok sa kyslíkom neoxidujú iba ušľachtilé kovy (Ag, Pt, Au), halogény a inertné plyny.

Síra horí v kyslíku za vzniku oxidu siričitého:

Charakteristické chemické vlastnosti kyslíka a síry

Fosfor v závislosti od nadbytku alebo nedostatku kyslíka môže vytvárať oxid fosforečný (V) aj oxid fosforitý:

Interakcia kyslíkas dusíkom prebieha v extrémne drsných podmienkach, pretože väzbové energie v molekulách kyslíka a najmä dusíka sú veľmi vysoké. Ku komplexnosti reakcie prispieva aj vysoká elektronegativita oboch prvkov. Reakcia začína až pri teplotách nad 2000 °C o C a je reverzibilná:

Nie všetky jednoduché látky reagujú s kyslíkom za vzniku oxidov. Takže napríklad sodík, horiaci v kyslíku, tvorí peroxid:

Najčastejšie pri spaľovaní zložitých látok v kyslíku vzniká zmes oxidov prvkov, ktoré tvorili pôvodnú látku. Napríklad:

Keď sa však organické látky obsahujúce dusík spaľujú v kyslíku, namiesto oxidu dusnatého vzniká molekulárny dusík N. 2 . Napríklad:

Pri spaľovaní derivátov chlóru v kyslíku namiesto oxidov chlóru vzniká chlorovodík:

Chemické vlastnosti ozónu:

Ozón je silnejšie oxidačné činidlo ako kyslík. Je to spôsobené tým, že jedna z väzieb kyslík-kyslík v molekule ozónu sa ľahko poruší a v dôsledku toho vzniká mimoriadne aktívny atómový kyslík. Ozón, na rozdiel od kyslíka, nevyžaduje zahrievanie, aby prejavil svoje vysoké oxidačné vlastnosti. Vykazuje svoju aktivitu pri bežných a dokonca nízkych teplotách: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 40 2

Ako je uvedené vyššie,striebro nereaguje s kyslíkom, ale reaguje s ozónom:

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

Kvalitatívna reakcia na prítomnosť ozónu je taká, že keď testovací plyn prechádza cez roztok jodidu draselného, ​​pozoruje sa tvorba jódu:

2KI+O 3 + H 2 O=I 2 ↓ +O 2 + 2 KOH

Chemické vlastnosti síry

Síra ako chemický prvok môže existovať v niekoľkých alotropných modifikáciách. Rozlišujte rombickú, monoklinickú a plastickú síru. Monoklinickú síru je možné získať pomalým ochladzovaním taveniny kosoštvorcovej síry, zatiaľ čo plast sa naopak získava prudkým ochladením taveniny síry, ktorá bola predtým privedená do varu. Plastová síra má pre anorganické látky vzácnu vlastnosť pružnosti - pôsobením vonkajšej sily sa dokáže reverzibilne natiahnuť a po ukončení tohto účinku sa vráti do svojej pôvodnej formy. Kosoštvorcová síra je za normálnych podmienok najstabilnejšia a všetky ostatné alotropické modifikácie do nej časom prechádzajú.

Kosoštvorcové molekuly síry pozostávajú z ôsmich atómov, t.j. jeho vzorec možno napísať ako S 8 . Keďže však chemické vlastnosti všetkých modifikácií sú dosť podobné, aby nebolo ťažké písať reakčné rovnice, akákoľvek síra je jednoducho označená symbolom S.

Síra môže interagovať s jednoduchými aj zložitými látkami. Pri chemických reakciách vykazuje oxidačné aj redukčné vlastnosti.

Oxidačné vlastnosti síry objavujú sa pri interakcii s kovmi, ako aj s nekovmi tvorenými atómami menej elektronegatívneho prvku (vodík, uhlík, fosfor):

Ako redukčné činidlo pôsobí síra pri interakcii s nekovmi tvorenými viac elektronegatívnymi prvkami (kyslík, halogény), ako aj komplexnými látkami s výraznou oxidačnou funkciou, napríklad koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou:

Síra tiež interaguje počas varu s koncentrovanými vodnými roztokmi zásad. Interakcia prebieha podľa druhu disproporcie, t.j. síra súčasne znižuje aj zvyšuje jej oxidačný stav:

Chemické vlastnosti dusíka

Chemický prvok dusík tvorí iba jednu jednoduchú látku. Táto látka je plynná a tvoria ju dvojatómové molekuly, t.j. má vzorec N 2 . Napriek tomu, že chemický prvok dusík má vysokú elektronegativitu, molekulárny dusík N 2 je extrémne inertná látka. Táto skutočnosť je spôsobená tým, že v molekule dusíka vzniká mimoriadne silná trojitá väzba (N≡N). Z tohto dôvodu takmer všetky reakcie s dusíkom prebiehajú iba pri zvýšených teplotách.

Interakcia dusíka s kovmi

Jedinou látkou, ktorá za normálnych podmienok reaguje s dusíkom, je lítium:

Zaujímavý je fakt, že s inými aktívnymi kovmi, t.j. alkalické a alkalické zeminy, dusík reaguje iba pri zahrievaní:

Interakcia dusíka s kovmi strednej a nízkej aktivity (okrem Pt a Au) je tiež možná, vyžaduje si však neporovnateľne vyššie teploty.

Interakcia dusíka s nekovmi

Dusík reaguje s vodíkom pri zahrievaní v prítomnosti katalyzátorov. Reakcia je reverzibilná, preto na zvýšenie výťažku amoniaku v priemysle sa proces vykonáva pri vysokom tlaku:

Dusík ako redukčné činidlo reaguje s fluórom a kyslíkom. S fluórom reakcia prebieha pôsobením elektrického výboja:

S kyslíkom reakcia prebieha pod vplyvom elektrického výboja alebo pri teplote vyššej ako 2000 o C a je reverzibilná:

Z nekovov nereaguje dusík s halogénmi a sírou.

Interakcia dusíka s komplexnými látkami

V rámci školského kurzu USE môžeme predpokladať, že dusík nereaguje so žiadnymi komplexnými látkami okrem aktívnych hydridov kovov:

Chemické vlastnosti fosforu

Existuje niekoľko alotropných modifikácií fosforu, najmä biely fosfor, červený fosfor a čierny fosfor.

Biely fosfor tvoria štvoratómové molekuly P 4 , nie je stabilnou modifikáciou fosforu. Jedovatý. Pri izbovej teplote je mäkký a podobne ako vosk sa dá ľahko krájať nožom. Na vzduchu pomaly oxiduje a vzhľadom na zvláštnosti mechanizmu takejto oxidácie žiari v tme (fenomén chemiluminiscencie). Aj pri nízkom zahrievaní je možné spontánne vznietenie bieleho fosforu.

Zo všetkých alotropných modifikácií je najaktívnejší biely fosfor.

Červený fosfor pozostáva z dlhých molekúl rôzneho zloženia Pn. Niektoré zdroje uvádzajú, že má atómovú štruktúru, ale stále je správnejšie považovať jej štruktúru za molekulárnu. Vzhľadom na štrukturálne vlastnosti je v porovnaní s bielym fosforom menej aktívnou látkou, najmä na rozdiel od bieleho fosforu na vzduchu oveľa pomalšie oxiduje a na zapálenie je potrebné zapálenie.

Čierny fosfor pozostáva zo súvislých reťazcov Pn a má vrstvenú štruktúru podobnú grafitu, preto tak aj vyzerá. Táto alotropická modifikácia má atómovú štruktúru. Najstabilnejšia zo všetkých alotropných modifikácií fosforu, chemicky najpasívnejšia. Z tohto dôvodu by sa nižšie uvedené chemické vlastnosti fosforu mali pripisovať predovšetkým bielemu a červenému fosforu.

Interakcia fosforu s nekovmi

Reaktivita fosforu je vyššia ako reaktivita dusíka. Fosfor je teda schopný po zapálení za normálnych podmienok horieť a vytvárať kyslý oxid P 2 O 5 :

a pri nedostatku kyslíka oxid fosforečný:

Intenzívne prebieha aj reakcia s halogénmi. Takže počas chlorácie a bromácie fosforu sa v závislosti od pomerov činidiel tvoria halogenidy fosforu alebo pentahalidy:

Vďaka výrazne slabším oxidačným vlastnostiam jódu v porovnaní s inými halogénmi je možné fosfor oxidovať jódom len do oxidačného stavu +3:

Na rozdiel od dusíka fosfor nereaguje s vodíkom.

Interakcia fosforu s kovmi

Fosfor reaguje pri zahrievaní s aktívnymi kovmi a kovmi strednej aktivity za vzniku fosfidov:

Interakcia fosforu s komplexnými látkami

Fosfor sa oxiduje oxidačnými kyselinami, najmä koncentrovanými kyselinami dusičnou a sírovou:

interakcia fosforu s oxidačnými kyselinami

Mali by ste vedieť, že biely fosfor reaguje s vodnými roztokmi zásad. Schopnosť zapisovať rovnice takýchto interakcií pre Jednotnú štátnu skúšku z chémie však vzhľadom na špecifickosť zatiaľ nebola potrebná.

Napriek tomu pre tých, ktorí si nárokujú 100 bodov, si pre svoj vlastný pokoj môžete spomenúť na nasledujúce vlastnosti interakcie fosforu s alkalickými roztokmi v chlade a pri zahrievaní.

V chlade prebieha interakcia bieleho fosforu s alkalickými roztokmi pomaly. Reakcia je sprevádzaná tvorbouplyn s pachom zhnitých rýb - fosfín a zlúčeniny so vzácnym oxidačným stavom fosforu +1:

Keď biely fosfor interaguje s koncentrovaným alkalickým roztokom, počas varu sa uvoľňuje vodík a vytvára sa fosfit:

Chemické vlastnosti uhlíka

Uhlík je schopný vytvárať niekoľko alotropných modifikácií. Ide o diamant (najinertnejšia alotropická modifikácia), grafit, fullerén a karabín.

Drevené uhlie a sadze sú amorfný uhlík. Uhlík v tomto stave nemá usporiadanú štruktúru a v skutočnosti pozostáva z najmenších úlomkov grafitových vrstiev. Amorfné uhlie upravené horúcou vodnou parou sa nazýva aktívne uhlie. 1 gram aktívneho uhlia, vďaka prítomnosti mnohých pórov v ňom, má celkovú plochu viac ako tristo metrov štvorcových! Vďaka svojej schopnosti absorbovať rôzne látky je aktívne uhlie široko používané ako filtračná náplň, ako aj ako enterosorbent pre rôzne druhy otravy.

Z chemického hľadiska je amorfný uhlík jeho najaktívnejšou formou, grafit vykazuje strednú aktivitu a diamant je mimoriadne inertná látka. Z tohto dôvodu by sa nižšie uvedené chemické vlastnosti uhlíka mali pripisovať predovšetkým amorfnému uhlíku.

Redukujúce vlastnosti uhlíka

Ako redukčné činidlo uhlík reaguje s nekovmi, ako je kyslík, halogény a síra.

V závislosti od prebytku alebo nedostatku kyslíka môže pri spaľovaní uhlia vznikať oxid uhoľnatý CO alebo oxid uhličitý CO 2 :

Keď uhlík interaguje s fluórom tetrafluorid uhličitý vzniká:

Keď sa uhlík zahrieva so sírou vzniká sírouhlík CS 2 :

Uhlík môže redukovať kovy po hliníku v rade aktivít ich oxidov. Napríklad:

Tiežuhlík reaguje aj s oxidmi aktívnych kovov v tomto prípade však spravidla nie je pozorovaná redukcia kovu, ale tvorba jeho karbidu:

Interakcia uhlíka s oxidmi nekovov

Uhlík vstupuje do koproporcionálnej reakcie s oxidom uhličitým CO 2 :

Jedným z najdôležitejších procesov z priemyselného hľadiska je takzvané parné reformovanie uhlia. Proces sa uskutočňuje prechodom vodnej pary cez horúce uhlie. V tomto prípade prebieha nasledujúca reakcia:

Pri vysokých teplotách je uhlík schopný redukovať aj takú inertnú zlúčeninu, akou je oxid kremičitý. V tomto prípade je v závislosti od podmienok možná tvorba kremíka alebo karbidu kremíka (karborundum):

Uhlík ako redukčné činidlo tiež reaguje s oxidačnými kyselinami, najmä s koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou:

Oxidačné vlastnosti uhlíka

Chemický prvok uhlík nie je vysoko elektronegatívny, takže jednoduché látky, ktoré tvorí, zriedkavo vykazujú oxidačné vlastnosti vzhľadom na iné nekovy.

Príkladom takýchto reakcií je interakcia amorfného uhlíka s vodíkom pri zahrievaní v prítomnosti katalyzátora:

ako aj s kremikom pri teplote 1200-1300 o OD:

Uhlík má vo vzťahu ku kovom oxidačné vlastnosti . Uhlík je schopný reagovať s aktívnymi kovmi a niektorými kovmi strednej aktivity. Pri zahrievaní prebiehajú reakcie:

Aktívne karbidy kovov sú hydrolyzované vodou:

ako aj roztoky neoxidačných kyselín:

V tomto prípade vznikajú uhľovodíky obsahujúce uhlík v rovnakom oxidačnom stave ako v pôvodnom karbide.

Chemické vlastnosti kremíka

Kremík môže existovať, rovnako ako uhlík v kryštalickom a amorfnom stave, a rovnako ako v prípade uhlíka je amorfný kremík chemicky podstatne aktívnejší ako kryštalický kremík.

Niekedy sa amorfný a kryštalický kremík nazýva jeho alotropné modifikácie, čo, prísne vzaté, nie je úplne pravda. Amorfný kremík je v podstate konglomerát najmenších častíc kryštalického kremíka, ktoré sú navzájom náhodne usporiadané.

Interakcia kremíka s jednoduchými látkami

nekovy

Za normálnych podmienok kremík vďaka svojej inertnosti reaguje iba s fluórom:

Si+2F 2 = SiF 4

Kremík reaguje s chlórom, brómom a jódom iba pri zahrievaní. Je charakteristické, že v závislosti od aktivity halogénu je potrebná zodpovedajúca iná teplota:

Všetky halogenidy kremíka sa ľahko hydrolyzujú vodou:

ako aj alkalické roztoky:

Reakcia kremíka s kyslíkom prebieha, ale vyžaduje veľmi silné zahrievanie (1200-1300 o C) vzhľadom na skutočnosť, že silný oxidový film sťažuje interakciu:

Pri teplote 1200-1500 o S kremíkom pomaly interaguje s uhlíkom vo forme grafitu za vzniku karborunda SiC - látky s atómovou kryštálovou mriežkou podobnou diamantu a takmer nie nižšej pevnosti:

Kremík nereaguje s vodíkom.

kovy

Vďaka svojej nízkej elektronegativite môže vodík vykazovať oxidačné vlastnosti iba s ohľadom na kovy. Z kovov kremík reaguje s aktívnymi (alkalické a alkalické zeminy), ako aj s mnohými kovmi strednej aktivity. V dôsledku tejto interakcie vznikajú silicidy: 2Mg + Si = Mg 2 Si

Silicidy aktívnych kovov sa ľahko hydrolyzujú vodou alebo zriedenými roztokmi neoxidačných kyselín:

Takto vzniká plynný silán SiH 4 – analóg metánu CH 4 .

Interakcia kremíka s komplexnými látkami

Kremík nereaguje s vodou ani pri vare, ale amorfný kremík interaguje s prehriatou vodnou parou pri teplote cca 400-500 st. o C. Takto vzniká vodík a oxid kremičitý:

Zo všetkých kyselín kremík (vo svojom amorfnom stave) reaguje iba s koncentrovanou kyselinou fluorovodíkovou:

Kremík sa rozpúšťa v koncentrovaných alkalických roztokoch. Reakcia je sprevádzaná vývojom vodíka: