Hemijska svojstva jednostavnih supstanci - nemetali

Hemijska svojstva vodonika

Sa stanovišta vodonika kao jednostavne supstance, ipak, ima više zajedničkog sa halogenima. Vodonik, kao i halogeni, ne metal i oblikuje dimenzionalne molekule slično s njima (h 2 ).

U normalnim uvjetima vodik je plinoviti, niskoktivna supstanca. Niska aktivnost vodika nastaje zbog velike čvrstoće veze između atoma vodika u molekuli, za čišćenje koja je potrebno ili snažno grijanje ili upotreba katalizatora ili oba istovremeno.

Interakcija vodonika jednostavnim tvarima

sa metalima

Od metala vodonik reagira samo saalkalna i alkalna zemlja! Alkalni metali uključuju metale glavne podskupine I-TH grupe (LI, NA, K, RB, CS, FR) i alkalno-kopno - metali glavne podskupine II grupe, osim berilijevog i magnezijuma (CA , Sr, ba, ra)

Kada komuniciraju s aktivnim metalima, vodonik pokazuje oksidativna svojstva, tj. Spuštajući stupanj oksidacije. Istovremeno, formiraju se hidridi alkalnih i alkalnih zemaljskih metala koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se događa kada se zagrijava:

2na + H. 2 \u003d 2Nah

Ca + H. 2 \u003d Cah. 2

Treba napomenuti da je interakcija s aktivnim metalima jedini slučaj kada molekularni vodonik 2 je oksidirajuće sredstvo.

sa nemetalima

Iz ne metala vodika reagira samo sa ugljikom, azotom, kisikom, sivom, selenskom i halogenom!

Pod ugljenom, grafitnom ili amorfnom ugljenom treba razumjeti, jer je dijamant izuzetno inertna alotropna modifikacija ugljika.

Kada komuniciraju sa nemetalima, vodonik može izvesti samo funkciju smanjujućih sredstava, odnosno samo povećati svoj stupanj oksidacije:

Interakcija vodonika sa složenim tvarima

s metalnim oksidima

Vodonik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu metalne aktivnosti do aluminija (uključivo), međutim, u stanju je vratiti mnoge metalne okside udesno od aluminija kada se zagrijava:

sa nemetalnim oksidima

Od nemetalnih oksida, vodik reagira kada se zagrijava dušikovim oksidima, halogenom i ugljikom. Od svih interakcija vodika s nemetalnim oksidima, treba napomenuti njegovu reakciju sa ugljičnim monoksidom co.

CO i H Mješavina 2 Čak i svoje ime - "Sinteza gas", zbog njega, ovisno o uvjetima, takvi popularni proizvodi industrije kao metanol, formaldehid i čak sintetički ugljikovodici mogu se dobiti:

c Kired

Uz neorganske kiseline, vodonik ne reagira!

Iz organskih kiselina vodonik reagira samo integritetu, kao i sa kiselinama koje sadrže funkcionalne grupe koje mogu obnoviti vodonik, posebnoaldehid, Keto ili Nitro .

c soli

U slučaju vodenih rješenja soli, njihova interakcija s vodikom ne teče. Međutim, kada vodik pređe na čvrste soli određenih metala srednje i niske aktivnosti, njihov djelomični ili potpuni oporavak mogući su, na primjer:

Hemijska svojstva halogena

Halogeni se nazivaju hemijskim elementima grupe VIIIA (F, CL, BR, I, AT), kao i jednostavne tvari koje su formirali. U nastavku, u tekstu, ako se ne kaže, bit će jednostavne tvari pod halogenima.

Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, što uzrokuje nisko topljenje i ključanja tih tvari. Halogene molekule di-Town, I.E. Njihova formula može biti napisana generalno kao Hal 2 .

Halogen

Fizička svojstva

F. 2 Svijetlo žuti plin sa oštrim neugodnim mirisom

Cl. 2 Žuti-zeleni gas sa oštrim ometanjem mirisa

Br. 2 Crveno-smeđa tečnost sa oštrim mirisom treperenja

I. 2 Kruta sa oštrim mirisom kojim se formira crne i ljubičaste kristale

Treba napomenuti tako specifično fizičko vlasništvo joda, kao svoju sposobnost sublimacije ili, drugim riječima, sublimacijom. Sublimacija se naziva fenomen u kojem se tvar u čvrstom stanju ne rastopi tokom grijanja, a polaganjem tečnosti faze odmah prelazi u gasovitu državu.

Kao što je poznato, elektronencija nemetala kada se pomiče podskup padne, a samim tim i aktivnost halogena opada u nizu: f 2 \u003e Cl. 2 \u003e Br. 2 \u003e I. 2

Interakcija halogena sa jednostavnim supstancama

Svi halogeni su vrlo aktivne tvari i reagiraju sa najlakšim tvarima. Međutim, treba napomenuti da fluor zbog izuzetno visoke reaktivnosti može odgovoriti čak i s tim jednostavnim tvarima s kojima preostali halogeni ne mogu reagirati. Takve jednostavne tvari uključuju kisik, ugljik (dijamant), azot, platinu, zlato i neke plemeniti plinove (ksenon i kripton). Oni. U stvari, fluor ne reagira samo sa nekim plemenitim gasovima.

Preostali halogeni, I.E. Klor, bromin i jod, također su aktivne tvari, ali manje aktivne od fluora. Praktično reagiraju sa svim jednostavnim tvarima, osim za kisik, azot, ugljik u obliku dijamanta, platine, zlata i plemenitih gasova.

Interakcija halogena sa nemetalima

vodonik

U interakciji savg halogena s vodikom, halogena vodonik se formira sa općom formulom Hhal. Istovremeno, reakcija fluora s vodikom počinje spontano čak i u mraku i teče eksplozijom u skladu s jednadžbom: h 2 + F. 2 \u003d 2HF.

Reakcija hloronika Hlogena može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastom ozračivanjem ili grijanjem. Takođe teče eksplozijom: h 2 + CL. 2 \u003d 2hcl

Bromin i jod reagiraju sa vodikom samo kad se zagrijavaju i istovremeno, reakcijasa jodom reverzibilan: H. 2 + Br. 2 = 2 Hbr

fosfor

Interakcija fluora sa fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najviše oksidacije (+5). U ovom slučaju formiranje fosfora pentafluorida: 2p + 5F 2 \u003d 2pf. 5

U interakciji hlora i bromina sa fosforom moguće je dobiti fosforovi halogenide u skladu s stupnjem oksidacije + 3 i u stupnju oksidacije +5, što ovisi o proporcijama reaktivnih tvari:

U ovom slučaju, u slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluor, hlor ili tečni bromin, reakcija počinje spontano.

Interakcija fosfora sa jodom može dovesti do formiranja samo fosfornog triodida zbog znatno manje od preostalog oksidiranog halogena:

siva

Fluor oksidizira sumpor na najvišu oksidaciju +6, formirajući sumpor heksafluorida:

Klor i bromin reagiraju sa sivim, formirajući spojeve koji sadrže sumpor u izuzetno ne karakterističnim za oksidacijske stupnjeve +1 i +2. Te su interakcije vrlo specifične, a za ispitivanje hemije, sposobnost zabilježiti jednadžbu ovih interakcija nije potrebna. Stoga su tri sljedeće jednadžbe date više za upoznavanje:

interakcija sumpora sa hlorom i bromom

Interakcija halogena s metalima

Kao što je gore spomenuto, Fluoro može reagirati sa svim metalima, čak ni kao niskoktivni kao platina i zlato:

Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:

Halogene reakcije sa složenim tvarima

Reakcijske reakcije s halogenima

Aktivniji halogeni, I.E. Komaci hemijskim elementima koji se nalaze iznad stola Mendeleev, mogu se izbaciti manje aktivnim halogenima iz halogene i hirogenih kiselina i halogidija metala:

Slično tome, bromin i jod premještaju sumpor iz sumpornih rješenja i ili vodonikl sulfid:

Klor je jači oksidantizing agent i oksidizira vodonik sulfid u svom vodenom otopinu nelpolfura i sumpornoj kiselini:

Interakcija halogena sa vodom

Voda gori u fluori s plavim plamenom u skladu s reakcijskom jednadžbom:

Bromin i hlor reagiraju s vodom različito od fluora. Ako se Fluoro izvede kao oksidirajući agent, tada su hlor i bromin nesrazmjerni u vodi, formirajući mješavinu kiselina. Uz ovu reakciju reverzibilni:

Interakcija joda vodom teče tako neznatno niska da se mogu zanemariti i pretpostaviti da reakcija uopće ne teče.

Interakcija halogena sa alkalis rješenjima

Fluor prilikom interakcije s vodenom alkalnom otopinom ponovo djeluje kao oksidirajuće sredstvo:

Sposobnost zabilježiti ovu jednadžbu nije potrebno za prenošenje upotrebe. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidativne uloge fluora u ovoj reakciji.

Za razliku od fluora, preostali halogeni u alkalnim rješenjima su nesrazmjerne, odnosno istovremeno i povećavaju njihov stupanj oksidacije. U isto vrijeme, u slučaju hlora i broma, ovisno o temperaturi, moguće je u dva različita smjera. Konkretno, hladnoća reakcije nastavlja se kako slijedi:

Jod reagira s alkalisom isključivo prema drugoj opciji, I.E. sa formiranjem jodata, jer Hidiogeni nije stabilan ne samo kad se zagrijava, već i na normalnoj temperaturi, pa čak i na hladnoj:

Hemijska svojstva kisika

Hemijski element kisik može postojati u obliku dvije alotropske modifikacije, I.E. Formira dvije jednostavne supstance. Obje ove supstance imaju molekularnu strukturu. Jedan od njih ima formulu o 2 i ima ime o kisik, i.e. Isto kao i naziv hemijskog elementa koji se formira.

Druga jednostavna supstanca formirana kisikom naziva se ozon. Ozon za razliku od kisika sastoji se od trudatomičkih molekula, I.E. ima formulu O. 3 .

Budući da je glavni i najčešći oblik kisika molekularni kisik o 2 Prije svega, smatramo ga precizno njenim hemijskim svojstvima.

Hemijski element kisika nalazi se na drugom mjestu po vrijednosti elektronamjelnosti među svim elementima i samo je inferiorniji od feksoura. S tim u vezi, logično je pretpostaviti visoku aktivnost kisika i prisutnost gotovo samo oksidativnih svojstava. Zaista, popis jednostavnih i složenih tvari s kojima kisik može reagirati je ogroman. Međutim, treba napomenuti da od molekula kisika drži izdržljivu dvostruku vezu, za implementaciju većine reakcija s kisikom, potrebno je pribjeći grijanju. Najčešće je potrebno snažno grijanje na samom početku reakcije (pukovnije) nakon čega su mnoge reakcije dalje samostalno bez vani.

Među jednostavnim supstancama ne oksidiraju kisik samo plemeniti metali (AG, PT, AU), halogeni i inertni plinovi.

Sumpor gori u kisiku da formira sumpor dioksid:

Karakteristična hemijska svojstva kisika i sumpora

Fosfor ovisno o višku ili nedostatku kisika, može se formirati i fosfor (V) oksid i fosforuški oksid (III):

Interakcija kisikasa azotom Javlja se u izuzetno teškim uvjetima, jer je energija komunikacije u molekulama kisika i posebno dušik vrlo visoka. Također, njegov doprinos složenosti reakcije izrađen je od visoke elektronegibljivosti oba elementa. Reakcija počinje samo na temperaturi više od 2000 o. C i reverzibilan je:

Nisu sve jednostavne tvari, reagirajući sa oksidima koji formiraju kisik. Na primjer, natrijum, paljenje u obliku kisika peroksid:

Najčešće, kada se izgaranje u kisiku, složene tvari formiraju mješavinu elemenata oksida, koji su proizveli izvornu supstancu. Na primjer:

Međutim, kada se sagorijevanje u organskim tvarima koje sadrže kisik, a azot molekularni azotni azot formira umjesto dušičnog oksida 2 . Na primjer:

Kad se sagorijevanje u kisicima koji proizvede klor, umjesto hlor oksida, formira se klorid:

Hemijska svojstva ozona:

Ozon je jači oksidant od kisika. To je zbog činjenice da se jedna od obveznica kisik-kisika u molekuli ozona lako opljačkana i rezultirajući izuzetno aktivnim atomskim kisikom formira se. Ozon, za razliku od kisika, ne zahtijeva manifestirati njezina visoka oksidativna svojstva grijanja. Pokazuje svoju aktivnost u normalnim, pa čak i niskim temperaturama: PBS + 4O 3 \u003d PBSO. 4 + 4o. 2

Kao što je već spomenuto,srebro sa kisikom ne reagira, međutim, reagira sa ozonom:

2ag + O. 3 \u003d AG. 2 O + O. 2

Kvalitativna reakcija na prisustvo ozona je da prilikom prolaska plina u studiju kroz otopinu kalijum-jodida, promatra se jod obrazovanje:

2ki + O. 3 + H. 2 O \u003d I. 2 ↓ + O. 2 + 2HOH.

Hemijska svojstva sumpora

Sulpor kao hemijski element može postojati u nekoliko alotropnih modifikacija. Različiti rombični, monoklinički i plastični sumpor. Monoclinični sumpor može se dobiti s sporom hlađenjem rastopljenja rombenog sumpora, a plastika naprotiv naprotiv se s oštrim hlađenjem sumporni rastopiti, prethodno je doneseno u prokuhanje. Plastični sumpor ima rijetku vlasništvo elastičnosti za anorganske tvari - može se reverzibilno istezati pod djelovanjem vanjskih napora, vraćajući se u originalni obrazac kada se prekine. Najotporniji u normalnim uvjetima, rombičnim sumporom i svim ostalim alotropnim modifikacijama u odnosu na njega.

Molekuli sumpora od sumpora sastoje se od osam atoma, I.E. Njegova formula može se napisati kao i s 8 . Međutim, budući da su hemijska svojstva svih modifikacija dovoljno slična kako ne bi se snimalo evidentiranje reakcijskih jednadžbi, bilo koji sumpor je jednostavno simbol S.

Sumpor može komunicirati sa jednostavnim i složenim tvarima. Hemijske reakcije manifestuje i oksidativna i rehabilitacijska svojstva.

Oksidativna svojstva sumpora Manifestuje kada komunicira s metalima, kao i nemetale formirane atomima manje elektronegativnim elementom (vodonik, ugljik, fosfor):

Kao sumpor koji smanjuje agent za interakciju s nemetalima, formiranim više elektronegativnih elemenata (kisik, halogeni), kao i složene tvari s izraženom oksidativnom funkcijom, na primjer, sumporni i azot koncentrirane kiseline:

Takođe, sumpor komunicira prilikom ključanja sa koncentriranim vodenim alkalnim rješenjima. Interakcija se nastavlja prema vrsti disproporcionacije, I.E. Seres istovremeno i spušta i povećava stupanj oksidacije:

Hemijska svojstva dušika

Hemijski element dušika formira samo jednu jednostavnu supstancu. Ova supstanca je gasovitna i formirana diatomičkim molekulama, I.E. ima formulu N. 2 . Uprkos činjenici da hemijski element dušika ima visoku elektrotikaciju, molekularni azot n 2 Izuzetno je inertna supstanca. Ova činjenica je zbog činjenice da u azotnom molekulu postoji izuzetno izdržljiva trostruka veza (n≡n). Iz tog razloga, gotovo sve reakcije sa azotom postupe samo na povišenim temperaturama.

Interakcija dušika s metalima

Jedina supstanca koja reagira sa azotom u normalnim uvjetima je litijum:

Zanimljivo je činjenica da sa ostalim aktivnim metalima, I.E. Alkalna i alkalna zemlja, azot reagiraju samo prilikom zagrevanja:

Količina azota sa metalima srednje i niske aktivnosti (osim PT i AU) također su moguća, ali zahtijeva neuporedive veće temperature.

Interakcija dušika s nemetalima

Dušik reagira s vodikom kada se zagrijava u prisustvu katalizatora. Reakcija je, dakle, reverzibilna je povećati izlaz iz amonijaka u industriji, proces vodi na visokom pritisku:

Kao agent za smanjenje dušika reagira sa fluorom i kisikom. Sa fluorom, reakcija dolazi sa električnim pražnjenjem:

Sa reakcijom kisika prolazi pod djelovanjem električnog pražnjenja ili na temperaturi više od 2000 o C i reverzibilan je:

Od dušika ne metala ne reagira s halogenima i sivom bojom.

Interakcija dušika sa složenim tvarima

Kao dio školskog toka, EGE može pretpostaviti da azot ne odgovara na bilo koje složene tvari osim hidrida aktivnih metala:

Hemijska svojstva fosfora

Postoji nekoliko alotropnih modifikacija fosfora, posebno bijelog fosfora, crvenog fosfora i crnog fosfora.

Bijeli fosfor formira se četverogodišnjim molekulama p 4 nije stalna modifikacija fosfora. Otrovno. Na sobnoj temperaturi, mekan i poput voska lako se reže nožem. Zrak se polako oksidira, a zbog karakteristika mehanizma takve oksidacije osvijetljeno je u mraku (fenomen hiymeyluminecence). Čak je i sa slabom grijanjem, moguće je spontano paljenje bijelog fosfora.

Od svih svih ukupnih modifikacija, bijeli fosfor je najaktivniji.

Crveni fosfor sastoji se od dugačkih molekula kompozicije PN varijable. U nekim je izvorima naznačeno da ima atomsku strukturu, ali tačnije je razmotriti njegovu strukturu za molekularno. Zbog karakteristika strukture postoji manje aktivna supstanca u odnosu na bijeli fosfor, posebno, za razliku od bijelog fosfora u zraku, mnogo je sporiji i potreban je za njegovo paljenje.

Crni fosfor sastoji se od kontinuiranih PN sklopova i ima slojevitu strukturu sličnu grafitnoj strukturi, zbog čega izgleda tako. Ova alotropna modifikacija ima atomsku strukturu. Najteže od svih altropskih modifikacija fosfora najčešće je pasivno. Iz tog razloga, hemijska svojstva fosfora raspravljana u nastavku treba pripisati prvenstveno bijelom i crvenom fosforu.

Interakcija fosfora sa nemetalima

Reaktivnost fosfora je veća od azota. Dakle, fosfor je u stanju da gori nakon paljenja u normalnim uvjetima, formirajući kiseli oksid p 2 O. 5 :

i sa nedostatkom oksidnog oksida fosfora (III):

Reakcija s halogenima se takođe intenzivno teče. Stoga se formiraju kloriranjem i brojem fosfora, ovisno o proporcijama reagenata, trigoloida ili pentagohija fosfora:

S obzirom na znatno slabije oksidativna svojstva joda u odnosu na ostatak halogena, oksidacija fosfora joda moguća je samo stupnju oksidacije +3:

Za razliku od dušika, fosfor sa vodikom ne odgovara.

Interakcija metalnih fosfora

Fosfor reagira kada se zagrijava aktivnim metalima i metalima srednje aktivnosti koji formiraju fosfide:

Interakcija fosfora sa složenim tvarima

Fosfor je oksidiran oksidirajućim kiselinama, posebno koncentriranim nitričnim i sumpornim kiselinama:

interakcija fosforne kiseline s oksidirajućim

Trebalo bi biti poznato da bijeli fosfor reagira s alkalisom vodenim rješenjima. Međutim, zbog specifičnosti, mogućnost za bilježenje jednadžbi takvih interakcija na ispitu u hemiji još uvijek nije potrebna.

Ipak, oni koji traže 100 bodova za svoju mir, može se sjetiti sljedećih karakteristika interakcije fosfora s alkalnim rješenjima na hladnoj i prilikom zagrevanja.

Na hladnoći, interakcija bijelog fosfora s alkalnim rješenjima pristupa polako. Reakcija je popraćena formiranjemplin sa mirisom trule ribe - fosfina i spojevi s rijetkim stepenom oksidacije fosfora +1:

Sa interakcijom bijelog fosfora sa koncentriranim alkalnim otopinom, vodik se oslobađa tokom ključanja, a fosfit se formira:

Hemijska svojstva ugljika

Carbon je u stanju formirati nekoliko alotropnih modifikacija. Ovo je dijamantska (većina inertna alotropna modifikacija), grafit, fulrenne i karbine.

Drveni ugljen i čađa su amorfni ugljik. Ugljen u takvom stanju nema naručenu strukturu i zapravo se sastoji od najmanjih fragmenata grafitnih slojeva. Amorfni ugljen, tretiran vrućom vodenom parom, naziva se aktiviranim ugljikom. 1 gram aktiviranog ugljenika zbog prisutnosti mnogih pora ima zajedničku površinu više od tristo kvadratnih metara! Zbog svoje sposobnosti apsorpcije različitih tvari aktivirani ugljen široko se koristi kao filtriranje, kao i enterosorbent s različitim vrstama trovanja.

Sa hemijskog stanovišta, amorfni ugljik je najaktivniji oblik, grafit manifestuje srednju aktivnost, a dijamant je izuzetno inertna supstanca. Iz tog razloga, hemijska svojstva ugljika koji se razmatraju treba prvenstveno pripisati amorfnom ugljiku.

Prekomjerna svojstva ugljika

Kao sredstvo za smanjenje ugljika reagira s takvim nemetalima kao, na primjer, kisik, halogeni, sumpor.

Ovisno o višku ili nedostatku kisika kada je sagorijevanje ugljena, formiranje ugljičnog monoksida CO ili Carbon Dioxide CO moguće 2 :

Kad ugljen komunicira sa fluorom Carbon Tetrafluoride formira se:

Pri grijanju ugljika sa sivom bojom Formiran je CS Serougo kombajn 2 :

Carbon je u stanju obnoviti metale Nakon aluminija u nizu aktivnosti iz njihovih oksida. Na primjer:

Takođeugljic reagira sa aktivnim metalima oksidima Međutim, u ovom se slučaju obično opaža, a ne restauracija metala, već formiranje njenog karbida:

Korponska interakcija s nemetalnim oksidima

Ugljen ulazi u opoziciju s ugljičnim dioksidom co 2 :

Jedan od najvažnijih procesa sa industrijskog stanovišta je takozvana pretvorba pare uglja. Proces se provodi, prolazeći vodenu paru kroz vrući ugljik. Istovremeno nastavlja sljedeću reakciju:

Na visokoj temperaturi, ugljik je u stanju obnoviti čak i tako inertni spoj kao silikonski dioksid. Istovremeno, ovisno o stanju, moguća je formiranje silikonskog ili silikonskog karbida (karbarund):

Također, ugljen kao smanjenje agenta reagira s oksidacijskom kiselinom, posebno koncentriranim sumpornoj i mitričkim kiselinama:

Oksidativna svojstva ugljika

Hemijski element ugljika nije visok elektronegit, tako da su jednostavne tvari koje formiraju retko pokazuju oksidativna svojstva u odnosu na drugi ne-metallam.

Primjer takvih reakcija je interakcija amorfnog ugljika s vodonik kada se zagrijava u prisustvu katalizatora:

kao i silicijum na temperaturi od 1200-1300 o Sa:

Oksidativna svojstva ugljični eksponati u odnosu na metale . Carbon je sposoban da reagira s aktivnim metalima i nekim metalima srednje aktivnosti. Reakcije nastavite kada se zagrijavaju:

Carbide Active Metali hidrozirani vodom:

kao i rešenja nešidativnih kiselina:

Istovremeno, ugljikovodi koji sadrže ugljik formiraju se u istu oksidacijsku diplomu kao u izvornom karbidi.

Hemijska svojstva silikona

Silicon može postojati, kao i ugljik u kristalnom i amorfnom stanju i, kao u slučaju ugljika, amorfni silicijum značajno je najokretno aktivniji od kristalnog.

Ponekad amorfni i kristalni silikon, nazovite ga alotropnim modifikacijama, koje strogo govore, nije u potpunosti istinito. Amorfni silicijum u suštini je konglomerat nasumično smješten jedni na drugima najmanjih čestica kristalnog silicijuma.

Silicijum interakcija sa običnim tvarima

nemmetallas

U normalnim uvjetima, Silicon, zbog svoje inercije reagira samo sa fluorom:

Si + 2F. 2 \u003d Sif. 4

Sa hlorom, brominom i jodom silicijum reagiraju samo kad se zagreva. Karakteristično je da ovisno o aktivnosti halogena, potrebna je druga temperatura i u skladu s tim, različite temperature:

Svi silicijum halogidi lako su hidrozirani vodom:

kao i alkalis rješenja:

Silicijumska reakcija sa prihodima od kisika, međutim, zahtijeva vrlo snažno grijanje (1200-1300 o C) Zbog činjenice da izdržljiv oksidni film otežava:

Na temperaturi od 1200-1500. o Silicon polako komunicira sa ugljikom u obliku grafita sa formiranjem karbarunda Sic - tvari sa atomske kristalne rešetke slične dijamantima i gotovo da nije inferiorno u snagu:

Silicon ne reagira sa vodikom.

metali

Zbog male elektronegije, vodonik može pokazati oksidativna svojstva samo u odnosu na metale. Metali silicijuma reagiraju s aktivnim (alkalnom i alkalnom zemljom), kao i mnogim metalima srednje aktivnosti. Kao rezultat ove interakcije formiraju se sičici: 2mg + si \u003d mg 2 Si

Sicili aktivnih metala lako su hidrozirani vodom ili razblaženim rješenjima nešidance:

Ovo proizvodi plinski silan sih 4 - analogna metana ch 4 .

Silicijum interakcija sa složenim tvarima

S vodom Silicon ne reagira čak ni kada ključajući, ali amorfni silicijum djeluje s pregrijanim vodenim parom na temperaturi od oko 400-500 o S. u isto vrijeme, formiraju se vodik i silicijum dioksid:

Svih silikonskih kiselina (u amorfnom stanju), reagira samo koncentriranim prekrivanjem kiselinom:

Silicijum se rastvara u koncentriranim alkalnim rješenjima. Reakcija je popraćena puštanjem vodonika:

Prvi materijal koji je saznao kako koristiti ljude za njihove potrebe je kamen. Međutim, kasnije, kada je osoba postala svjesna svojstava metala, kamen se pomaknuo natrag. To su ove supstance i njihove legure koji su postali najvažniji i glavni materijal u rukama ljudi. Od toga su proizvedeni predmeti za domaćinstvo, objekti su izgrađeni. Stoga ćemo u ovom članku pogledati činjenicu da su metali, ukupne karakteristike, svojstva i upotreba koja su toliko relevantna za ovaj dan. Uostalom, bukvalno odmah u kamenoj dobi slijedio je cijeli plejadni metal: bakar, bronza i željezo.

Metali: Opće karakteristike

Šta objedinjuje sve predstavnike ovih jednostavnih supstanci? Naravno, ovo je struktura njihovih kristalnih rešetki, vrste hemijskih obveznica i karakteristike elektronske strukture atoma. Na kraju krajeva, otuda karakteristična fizička svojstva koja su uloženu korištenju tih materijala od strane čovjeka.

Prije svega, smatraju metale kao hemijske elemente periodičnog sistema. U njemu se nalaze sasvim slobodno, zauzimaju 95 ćelija od onih koje se znaju do danas 115. Postoji nekoliko karakteristika njihove lokacije u općem sustavu:

• Formirajte glavne podgrupe I i II grupe, kao i III, počevši od aluminija.
• Sve sporedne podskupine sastoje se samo od metala.
• Nalaze se ispod uvjetne dijagonale iz Bore do Astata.

Na osnovu takvih podataka lako je tražiti da se ne-metali sakupljaju na gornjoj desnoj strani sustava, a sve ostatak prostora pripadaju elementima u pitanju.

Svi oni imaju nekoliko karakteristika elektronske strukture atoma:

Sveukupne karakteristike metala i nemetala omogućavaju vam identifikaciju obrazaca u njihovoj strukturi. Dakle, kristalna rešetka prvog je metalik, posebna. U čvorovima postoji nekoliko vrsta čestica odjednom:

• joni;
• atomi;
• elektroni.

Unutar ukupnog oblaka je akumuliran, nazvan elektronskim gasom, koji objašnjava sva fizička svojstva ovih tvari. Vrsta hemijske veze u metalima je isto ime s njima.

Fizička svojstva

Postoji nekoliko parametara koji kombinuju sve metale. Opća karakteristika njihovih fizičkih svojstava izgleda ovako.

Navedeni parametri su ukupne karakteristike metala, odnosno sve što su kombinirane u jednu veliku porodicu. Međutim, treba shvatiti da postoje izuzeci od bilo kojeg pravila. Pogotovo od kada su to previše elemenata. Stoga, unutar same porodice, postoje i njegove podjele različitim grupama koje ćemo razmotriti u nastavku i za koje naznačimo karakteristične karakteristike.

Hemijska svojstva

Sa stanovišta nauke o hemiji svi metali smanjuju sredstva. Štaviše, vrlo jak. Manji elektroni na vanjskom nivou i veći atomski radijus, jači metal prema navedenom parametru.

Kao rezultat toga, metali mogu reagirati sa:

Ovo je samo opći pregled hemijskih svojstava. Na kraju krajeva, za svaku grupu elemenata, oni su čisto pojedinac.

Alkalni zemaljski metali

Sveukupna karakteristika metalnih metala alkalnih zemalja je sljedeća:

Stoga su alkalni zemaljski metali zajednički elementi S-obitelji, pokazujući visoku hemijsku aktivnost i jakim smanjujućim sredstvima i važni sudionici u biološkim procesima u tijelu.

Alkali metali

Sveukupna karakteristika počinje njihovim imenom. Dobijen je za sposobnost rastvaranja u vodi, formirajući alkali - kaustični hidrokside. Reakcije sa vodom su vrlo olujne, ponekad sa paljenjem. U slobodnom obliku u prirodi ove supstance nisu pronađene, jer je njihova hemijska aktivnost previsoka. Oni reagiraju sa zrakom, vodenim parom, nemetalima, kiselinama, oksidima i solima, odnosno gotovo sve.

To se objašnjava njihovom elektroničkom strukturom. Na vanjskom nivou, samo jedan elektron, koji lako odustaju. Ovo su najjači smanjujući agenti, zbog čega se treba ubiti u čistom obliku, potrebno je dugo vremena. Prvi put je Davy Hemphri učinio u XVIII veku elektrolizom natrijum hidroksidom. Sada se svi predstavnici ove grupe proizvodi upravo ovom metodom.

Sveukupna karakteristika alkalnih metala takođe je činjenica da čine prvu grupu glavne podskupine periodičnog sistema. Svi su važni elementi koji čine mnogo vrijednih prirodnih spojeva koje koristi osoba.

Opće karakteristike metala D- i F-porodica

Ova grupa elemenata uključuje sav stupanj oksidacije koji može varirati. To znači da, ovisno o uvjetima, metal može djelovati kao uloga i oksidant i smanjujući agent. Ovi elementi imaju veliku sposobnost reakcije. Među njima su veliki broj amfotežarskih supstanci.

Opće ime svih ovih atoma su prijelazni elementi. Primili su ga zbog činjenice da prema željenim svojstvima zaista stoji u sredini, između tihotskih metala S-obitelji i nemetala R-porodice.

Sveukupne karakteristike tranzicijskih metala uključuju oznaku njihovih sličnih svojstava. Oni su sljedeći:

• veliki broj elektrona na vanjskom nivou;
• veliki atomski polumjer;
• nekoliko stupnjeva oksidacije (od +3 do +7);
• su na d- ili f-supro;
• formiraju 4-6 velikih perioda sistema.

Kao jednostavne supstance, metali ove grupe su vrlo izdržljiva, drigura i golubica, tako da imaju veliku industrijsku vrijednost.

Bočne podskupine periodičnog sistema

Sveukupne karakteristike metala bočnih podskupina u potpunosti se poklapaju s prijelaznim. I nije iznenađujuće, jer je u stvari, potpuno isto. Samo bočne podskupine sistema formiraju predstavnici D- i F-porodica, odnosno prijelaznih metala. Stoga možemo reći da su ti koncepti sinonimi.

Najaktivniji i važniji od njih su prvi red od 10 predstavnika iz Scandia do cinka. Svi oni imaju važnu industrijsku vrijednost i često ih koristi osoba, posebno za topljenje.

Legure

Sveukupne karakteristike metala i legura omogućavaju razumjeti gdje i kako koristiti ove tvari. Takvi spojevi su u posljednjim desetljećima pretrpjeli velike transformacije, na kraju krajeva, svi novi aditivi su otvoreni i sintetizirani za poboljšanje njihovog kvaliteta.

Najpoznatije legure danas su:

• mesing;
• duralumin;
• liveno gvožde;
• čelik;
• bronca;
• pobjeda;
• nihrome i drugi.

Šta je legura? Ova mješavina metala dobivenih tako što ćete toplicirati potonji na posebnim uređajima za peći. To se radi kako bi se dobio proizvod koji je superiorniji sa svojstvima čista supstanci, koji ga oblikuju.

Poređenje svojstava metala i nemetala

Ako govorimo o uobičajenim svojstvima, karakteristike metala i nemetala bit će različite u jednom vrlo značajnom stavku: Za posljednje je nemoguće izdvojiti slične karakteristike, jer su vrlo različite od fizičke i hemijskog karakteristika Nekretnine.

Stoga je za nemetale nemoguće stvoriti sličnu karakteristiku. Moguće je samo zasebno razmatrati predstavnike svake grupe i opisati njihova svojstva.

Hemijska svojstva medija

Bakar (CU) odnosi se na D-elemente i nalazi se u IB grupi periodične tablice D.i. Iveleeva. Elektronska konfiguracija bakrenog atoma u osnovi je napisana za 1S 2 2 2 2p 6 3p 6 3p 6 3P 6 34 4s 1, umjesto namenjene formule 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3D 9 4S 2. Drugim riječima, u slučaju bakrenog atoma, postoji takozvani "depozit elektrona" sa 4S-suitom na 3D-sublevelu. Za bakar, osim nule, stepeni oksidacije mogući su +1 i +2. Stupanj oksidacije je +1 sklon nesrazmjernosti i stabilan je samo u nerastvorljivim spojevima Cui, Cucl, CU 2 O itd., Kao i u složenim spojevima, na primjer, CL i OH. Bakreni spojevi u stupnju oksidacije +1 nemaju određenu boju. Dakle, bakar oksid (i), ovisno o veličini kristala, može biti tamnocrveni (veliki kristali) i žuti (mali kristali), Cucl i Cui - bijeli i 2 s - crna i plava. Hemijski stabilni je stupanj oksidacije bakra, jednak +2. Salate koje sadrže bakar u određenoj oksidaciji, imaju plavu i plavu zelenu boju.

Bakar je vrlo mekan, vlažan i plastični metal sa visokom električnom i toplotnom provodljivošću. Bojanje metalnog bakra crveno-ružičaste. Bakar se nalazi u nizu metala desno od vodonika, I.E. odnosi se na nisko aktivne metale.

sa kiseonikom

U normalnim uvjetima, bakar sa kisikom ne komunicira. Propuštanje reakcije između njih, potrebno je grijanje. Ovisno o višku ili nedostatku kisika i temperaturnim uvjetima, oksid bakra (II) i bakrenog oksida (I) može se formirati:

sa sivom bojom

Reakcija sumpora s bakom, ovisno o uvjetima ponašanja, može dovesti do formiranja bakra (I) sulfida i bakrenog sulfida (II). Kada se mješavina praškastog i s zagrijava na temperaturu od 300-400 o C, formira se sulfid bakra (I):

Uz nedostatak sumpora i provođenje reakcije na temperaturi više od 400 o C, formiran je sulfidni bakar (II). Međutim, jednostavnija metoda za proizvodnju bakra (ii) sulfida iz jednostavnih tvari je interakcija bakra sa sivom, otopljenom u servo ugljiku:

Ova reakcija se nastavlja na sobnoj temperaturi.

sa halogenom

Sa fluorom, hlorom i bromom, bakar reagira, formirajući halogene sa općom formulom Cuhal 2, gdje je Hal - F, CL ili BR:

Cu + br 2 \u003d Cubr 2

U slučaju joda - najslabiji oksidirajuće sredstvo među halogenom - formiran je bakra (i) jod:

Uz vodik, azot, ugljik i silikon bakar ne komunicira.

sa ne-kiselinama

Neklizne kiseline su gotovo sve kiseline, pored koncentrirane sumporne kiseline i dušične kiseline bilo koje koncentracije. Budući da su kiseline-neacilične kiseline sposobne da oksidiraju samo metale u nizu aktivnosti do vodonika; To znači da bakar s takvim kiselinama ne reagira.

sa oksidacionim kiselinama

- koncentrirana sumporna kiselina

Sa koncentriranom sumpornoj kiselini, bakar reagira i kada se zagrijava i na sobnoj temperaturi. Kada se zagrijava, reakcija se nastavlja u skladu s jednadžbom:

Budući da bakar nije jak sredstvo za smanjenje, sumpor se obnavlja u ovoj reakciji samo na stupnju oksidacije +4 (u takoju 2).

- s razblaženim dušičnom kiselinom

Bakrena reakcija s razrjeđivanjem HNO 3 vodi do formiranja bakra (II) nitrata i nitrogenog monoksida:

3Cu + 8hno 3 (RSC) \u003d 3CU (br. 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

- sa koncentriranom dušičnom kiselinom

Koncentrirana HNO 3 lako reagira s bakom u normalnim uvjetima. Razlika između reakcije bakra sa koncentriranom dušičnom kiselinom od reagiranja s razblaženom dušičnom kiselinom je proizvod za oporavak dušika. U slučaju koncentrirane HNO 3, azot se svodi na manjoj mjeri: umjesto dušičnog oksida (ii), formiran je azot oksid (iv), koji je povezan s većom konkurencijom molekula dušične kiseline u koncentriranoj kiselini za smanjenje elektrona (Cu ):

Cu + 4hno 3 \u003d CU (br. 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

sa nemetalnim oksidima

Bakar reagira s nekim nemetalnim oksidima. Na primjer, s takvim oksidima, ne 2, ne, n 2 o, bakar je oksidiran u bakreni oksid (II), a azot se smanjuje na stupanj oksidacije 0, tj. Obrađena je jednostavna supstanca n 2:

U slučaju sumpornog dioksida, umjesto jednostavne supstance (sumpor), formiran je bakreni sulfid (I). To je zbog činjenice da bakar sa sumporom, za razliku od azota, reagira:

s metalnim oksidima

Prilikom sinterovanja metalnog bakra sa bakrenim oksidom (II) na temperaturi od 1000-2000 oksida, može se dobiti bakar (I):

Također, metalni bakar se može vratiti prilikom kalciniranja peglanja (iii) oksida u pegla (II) oksid:

sa solima metala

Bakar premješta manje aktivnih metala (s pravom u nizu aktivnosti) od rješenja njihovih soli:

CU + 2Agno 3 \u003d CU (br. 3) 2 + 2AG ↓

Zanimljiva reakcija se odvija i u kojoj bakar se rastvara u soli aktivnijeg metala - željeza do stepena oksidacije +3. Međutim, nema kontradikcije, jer Bakar ne premješta željezo iz svoje soli, ali to ga ponovo vraća stupnjem oksidacije +3 do stupnja oksidacije +2:

FE 2 (SO 4) 3 + CU \u003d CUSO 4 + 2FESO 4

CU + 2FECL 3 \u003d CUCL 2 + 2FECL 2

Posljednja reakcija koristi se u proizvodnji mikrokirkija u fazi etching bakrenih ploča.

Korozija medija

Bakar s vremenom izloženim koroziji kada se kontakt sa vlagom, ugljičnom dioksidom i zračnom kisikom:

2CU + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CUON) 2 CO 3

Kao rezultat protoka ove reakcije, bakreni proizvodi su obloženi labavim plavo-zelenim kalupom bakra hidroksokarbonata (II).

Kemijska svojstva cink

Cinc Zn nalazi se u IIB-u IV periodu. Elektronska konfiguracija valencija orbitala atoma hemijskog elementa u glavnom stanju 3D 10 4S 2. Za cink, moguć je samo jedna diploma za jedinstvenu oksidaciju, jednak +2. ZNNO cink oksid i cinkov hidroksid Zn (oh) 2 imaju izražene amfoterskim svojstvima.

Cink prilikom skladištenja na zraku blijedi, pokrivajući tanki sloj ZNo oksida. Posebno lako oksidacija javlja se pri visokoj vlažnosti i u prisustvu ugljičnog dioksida zbog protoka reakcije:

2ZN + H 2 O + O 2 + CO 2 → ZN 2 (OH) 2 CO 3

Cink parovi gori u zraku, a tanki cink traka nakon žarkovanja u plamenu plamen gori u sebi sa zelenkastim plamenom:

Kada se zagrijava, metalni cink takođe komunicira sa halogenima, sivom, fosforu:

Uz vodik, azot, ugljik, silikon i bor, cink ne reagira direktno.

Cink reagira s neksidansnim kiselinama sa puštanjem vodonika:

ZN + H 2 SO 4 (20%) → ZNSO 4 + H 2

ZN + 2HCL → ZNCL 2 + H 2

Tehnički cink posebno je rastvorljiv u kiselinama, jer sadrži nečistoće drugih manje aktivnih metala, posebno kadmijuma i bakra. Visokostepeni cink iz određenih razloga otporan je na efekte kiselina. Da bi se ubrzala reakcija, uzorak cinka je vrlo čistoće rezultira kontaktom sa bakrom ili dodavati blagu bakrenu sol u rješenje.

Na temperaturi od 800-900 o C (crveno kućište), metalni cink, u rastopljenom stanju, komunicira s pregrijanim vodenim parom, ističući vodonik iz njega:

ZN + H 2 O \u003d ZNO + H 2

Cink takođe reagira sa oksidacionim kiselinama: sumpor koncentriran i dušičan.

Cink kao aktivni metal može se formirati sa koncentriranom sumpornom plinom sumporni kiselinom, elementarnim sumporom, pa čak i vodonikom sulfidom.

ZN + 2H 2 SO 4 \u003d ZNSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Sastav proizvoda za smanjenje aljom određuje se koncentracijom otopine:

ZN + 4hno 3 (Conc.) \u003d Zn (br. 3) 2 + 2Ne 2 + 2h 2 o

3ZN + 8hno 3 (40%) \u003d 3ZN (br. 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4ZN + 10hno 3 (20%) \u003d 4ZN (br. 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5ZN + 12hno 3 (6%) \u003d 5ZN (br. 3) 2 + N 2 + 6H 2 o

4ZN + 10hno 3 (0,5%) \u003d 4ZN (br. 3) 2 + NH 4 br 3 + 3h 2 o

Temperatura, količina kiseline, čistoću metala, utječe i vrijeme reakcije u pravcu procesa postupka.
Cink reagira s alkalis rješenjima i formiranim tetrahydroxyzinkata i vodonik:

ZN + 2NAOH + 2H 2 O \u003d NA 2 + H 2

ZN + BA (OH) 2 + 2h 2 O \u003d BA + H 2

S bezvodnim cinkom alkalisom prilikom spajanja oblika cincatas i vodonik:

U mediju za jake, cink je izuzetno jak smanjujući agent koji može obnavljati azot u nitratima i nitrima u amonijak:

4ZN + Nano 3 + 7naoh + 6h 2 O → 4na 2 + NH 3

Zbog složenja, cink se polako otopi u amonijačnom otopinu, vraćajući vodonik:

ZN + 4NH 3 · H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Također Cink smanjuje manje aktivne metale (pravo u nizu aktivnosti) od vodenih rješenja svojih soli:

ZN + CUCL 2 \u003d CU + ZNCL 2

Zn + Feso 4 \u003d Fe + ZNSO 4

Kemijska svojstva hrom

Chrome - Mendeleeva tablični element grupe Vib. Elektronska konfiguracija hromijskog atoma piše se kao 1s 2 2s 2 2p 6 3S 2 3p 6 3D 5 4S 1, I.E. U slučaju hroma, kao u slučaju bakrenog atoma, postoji takozvani "depozit elektrona"

Najčešće se manifestuju stupnjevi kromijskog oksidacije su +2, +3 i +6 vrijednosti. Treba ih pamtiti, a u okviru programa programa hemijskog programa može se smatrati da nema drugih stupnjeva oksidacijskog kroma.

U normalnim uvjetima, hrom je otporan na koroziju u zraku i na vodi.

Interakcija sa nemetalima

sa kiseonikom

Oduševljen na temperaturu više od 600 o sa metalnim hromom u prahu u čistom kromiranju s kisikom (III):

4CR + 3O 2 \u003d o. t.\u003d\u003e 2cr 2 o 3

sa halogenom

Sa hlorom i fluorinskim hromom reagiraju na nižim temperaturama nego sa kisikom (250 i 300 o C, respektivno):

2CR + 3F 2 \u003d o. t.\u003d\u003e 2CRF 3

2cr + 3cl 2 \u003d o. t.\u003d\u003e 2Crcl 3

Brominski hrom reagira na temperaturi crvene kagine (850-900 o c):

2CR + 3BR 2 \u003d o. t.\u003d\u003e 2crbr 3

sa azotom

Sa azotom, metalni hrom komunicira na temperaturama više od 1000 o C:

2CR + N 2 \u003d O.t.\u003d\u003e 2crn.

sa sivom bojom

Sa sivim hromom može formirati i hromium sulfid (II) i hromium sulfid (III), što ovisi o proporcijama sumpora i hromima:

CR + S \u003d O T.\u003d\u003e Crs.

2cr + 3s \u003d O T.\u003d\u003e CR 2 S 3

Sa hromijom vodikovo ne reagira.

Interakcija sa složenim tvarima

Interakcija vodom

Kromi se odnosi na metale srednje aktivnosti (koji se nalaze u nizu metalnih aktivnosti između aluminija i vodika). To znači da reakcija pristupa između kromirane krune i pregrijane vodene pare:

2cr + 3h 2 o \u003d O T.\u003d\u003e CR 2 O 3 + 3H 2

Interakcija sa kiselinama

Krom u normalnim uvjetima pasivirani su koncentriranim sumporom i mitričkim kiselinama, međutim, rastvara u njima prilikom ključanja, dok oksidiraju se u stupnju oksidacije +3:

CR + 6hno 3 (Conc.) \u003d t O.\u003d\u003e CR (br. 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2cr + 6h 2 SO 4 (zaključak) \u003d t O.\u003d\u003e Cr 2 (tako 4) 3 + 3so 2 + 6h 2 o

U slučaju razrijeđene dušične kiseline, glavni proizvod smanjenja dušika je jednostavna supstanca n 2:

10CR + 36hno 3 (RSC) \u003d 10CR (br. 3) 3 + 3N 2 + 18h 2 o

Chrome se nalazi u nizu aktivnosti s lijeve strane vodonika, što znači da je u stanju izvući H 2 iz ne-kiselinske kiselinske otopine. Tijekom takvih reakcija, kromi (ii) se formiraju u odsustvu zračnog kisika.

CR + 2HCL \u003d CRCL 2 + H 2

CR + H 2 SO 4 (RSC) \u003d CRSO 4 + H 2

Tokom reakcije na otvorenom, bivalentni hrom odmah je oksidiran u zraku u zraku do stepena oksidacije +3. U ovom slučaju, na primjer, jednadžba sa hidrokloronom kiselinom će se obratiti:

4CR + 12HCL + 3O 2 \u003d 4Crcl 3 + 6h 2 o

Prilikom grijanja metalnog hroma sa jakim oksidizatorima u prisustvu alkalikata, hrom je oksidiran u stupnju oksidacije +6, formiranjem Chromat:

Hemijska svojstva željeza

Iron FE, hemijski element smješten u VIIIB grupi i ima redoslijed broj 26 u mendeleev tablici. Distribucija elektrona u željeznom atomu je sljedeća 26 FE1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3D 6 4S 2, odnosno željeza se odnosi na D-Elemente, jer je D-sublayer popunjen u njemu. Najrazističniji je za dva stepena oksidacije +2 i +3. Feo oksid i hidroksid FE (OH) 2 prevladavaju osnovna svojstva, u oksidskoj februsu 2 i FE hidroksid (oh) 3 su primjetno izražene amfoterike. Dakle, oksid i hidroksid željeza (ll) u određenoj mjeri se rastvaraju prilikom ključanja u koncentriranim rješenjima od strane alkalisa, a također reagiraju s bezvodnim alkalisom prilikom spajanja. Treba napomenuti da je stupanj oksidacije željeza +2 vrlo nestabilan, a lako prelazi u stupanj oksidacije +3. Takođe poznate željezne jedinjete u rijetkom stepenu oksidacije je +6 - Ferrats, soli nekodržavne "željezne kiseline" H 2 feo 4. Ovi spojevi su relativno otporni samo u čvrstom stanju ili u snažno alkalnim rješenjima. U slučaju nedovoljne alkalnosti, ferat su prilično brzo oksidiraju čak i vode, ističući kiseonik iz njega.

Interakcija sa običnim supstancama

Sa kiseonikom

Kada izgaranje u čistom kisiku, gvožđe formira tzv, gvožđe okalinaImati FE 3 O 4 formulu i zapravo predstavlja mješoviti oksid, čiji je sastav može biti konvencionalno moguće zastupati FEO ∙ FE 2 O 3 formule. Reakcija sagorijevanja željeza je:

3FE + 2o 2 \u003d t O.\u003d\u003e FE 3 O 4

Sa sivom bojom

Kada se grijano željezo reagira sa sivom, formiranjem bivalentnog željeznog sulfida:

Fe + S \u003d t O.\u003d\u003e Fes.

Ili sa višom sumpora disulfidne željezo:

Fe + 2s \u003d t O.\u003d\u003e FES 2

Sa halogenom

Svi halogeni, pored joda, metalno gvožđe je oksidirano u stupnju oksidacije +3, formirajući željeznu halogenide (ll):

2FE + 3F 2 \u003d t O.\u003d\u003e 2FEF 3 - Iron fluorid (ll)

2FE + 3CL 2 \u003d t O.\u003d\u003e 2Fecl 3 - željezo hlorid (ll)

Isto kao i slab oksidant među halogenima, oksidira željezo samo na stepen oksidacije +2:

Fe + i 2 \u003d t O.\u003d\u003e Fei 2 - jodidne željezo (ll)

Sa vodikom

Gvožđe s vodonikom ne reagira (s vodikom iz metala samo alkalne metale i alkalne zemlje) reagira:

Interakcija sa složenim tvarima

Interakcija sa kiselinama

Sa ne-kiselinama

Budući da se gvožđe nalazi u nizu lijeve strane vodonika, to znači da je sposobna izlagati vodonik iz neksidativnih kiselina (skoro svih kiselina osim H 2 SO 4 (CONC.) I HNO 3 bilo koje koncentracije) :

Fe + H 2 SO 4 (RSC) \u003d Feso 4 + H 2

Fe + 2HCL \u003d FECL 2 + H 2

Potrebno je obratiti pažnju na takav trik u zadacima ispita, kao pitanje koliko oksidacije oksidira gvožđe pod djelovanjem razrijeđenih i koncentrirane hidrolorične kiseline. Tačan odgovor je do +2 u oba slučaja.

Zamka ovdje leži u intuitivnom čekanju četverne oksidacije željeza (u C.o. +3) u slučaju njegove interakcije sa koncentriranom klorovodoničnom kiselinom.

Interakcija sa oksidacijskim kiselinama

Sa koncentriranim sumpornoj i mitričkim kiselinama u normalnim uvjetima, gvožđe ne odgovara zbog pasivicije. Međutim, reagira s njima prilikom ključanja:

2FE + 6H 2 SO 4 \u003d O T.\u003d\u003e FE 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6hno 3 \u003d O T.\u003d\u003e Fe (br. 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 o

Imajte na umu da se razblažena sumporna kiselina oksidira željezo na stepen oksidacije +2, a koncentriran na +3.

Karozija (hrđa) željezo

Na vlažnom zraku gvožđe je vrlo brzo podvrgnuto hrđu:

4FE + 6h 2 O + 3O 2 \u003d 4FE (oh) 3

Vodom u odsustvu kisika, gvožđe ne reagira ili u normalnim uvjetima, niti ključanjem. Reakcija s vodom vrši se samo na temperaturama iznad temperature crvenog livenja (\u003e 800 o c). Oni.:

Svi hemijski elementi su podijeljeni u metali i nemetalla ovisno o strukturi i svojstvima njihovih atoma. Takođe su na metale i nemetale klasificirani po elementima jednostavnih supstanci, na osnovu njihovih fizičkih i hemijskih svojstava.

U periodičnom sistemu hemijskih elemenata D.I. Mendeleeva Nemmetalla su dijagonalno: Bor - Astat i iznad nje u glavnim podskupinama.

Za atome metala, relativno veliki radijus i mali broj elektrona odlikuju se na vanjskom nivou od 1 do 3 (izuzetak: Njemačka, limar - 4; antimon i bizmut - 5; polonijum - 6 elektrona).

Atomi nemetala, naprotiv, karakteriziraju mali radii atomi i broj elektrona na vanjskom nivou od 4 do 8 (isključenje borova ima tri elektrona).

Otuda želja od metala atoma na povratak vanjskih elektrona, I.E. Svojstva oporavka i za nemetalne atome - želja za odvijanjem nestalih osam nivoa elektrona elektrona, tj. Oksidativna svojstva.

Metali.

U metalima - metalna komunikacija i rešetke za metalnu kristalnu. U rešetkim čvorovima nalaze se pozitivno nabijeni metalni joni povezani sa zajedničkim vanjskim elektronima koji pripadaju cijelom kristalu.

To uzrokuje sva najvažnija fizička svojstva metala: metalni sjaj, električnu i toplotnu provodljivost, plastičnost (mogućnost promjene obrasca pod vanjskim utjecajem) i neke druge karakteristike ove klase jednostavnih tvari.

Metals I Grupa glavne podskupine nazivaju se alkalni metali.

Metali II grupe: kalcijum, strontijum, barijum-alkalna zemlja.

Hemijska svojstva metala

U hemijskim reakcijama prikazuju se samo restorativna svojstva, tj. Njihovi atomi daju elektrone, formiraju se kao rezultat pozitivnih iona.

1. Interakcija s nemetalima:

a) kisik (sa formacijom oksida)

Alkalni i alkalni metali zemaljskih metala lako su u normalnim uvjetima, tako da su pohranjeni ispod sloja vazelinskog ulja ili kerozina.

4LI + O 2 \u003d 2LI 2 O

2CA + O 2 \u003d 2Cao

Napomena: Kada se formira natrijum u interakciji, peroksid, kalijum - stariji oksid

2na + o 2 \u003d na 2 o 2, k + o2 \u003d CO2

i oksidi se dobivaju kalciniranjem peroksida sa odgovarajućim metalom:

2na + na 2 o 2 \u003d 2na 2 o

Gvožđe, cink, bakar i drugi manje aktivni metali polako se oksidiraju u zraku i aktivno kada se zagrijavaju.

3FE + 2o 2 \u003d FE 3 O 4 (mješavina dva oksida: feo i fe 2 o 3)

2ZN + O 2 \u003d 2zno

2CU + O 2 \u003d 2Cuo

Zlatni i platinski metali ne oksidiraju zračni kisik ni pod kojim okolnostima.

b) vodonik (sa formiranjem hiddija)

2na + h 2 \u003d 2nah

Ca + h 2 \u003d cah 2

c) hlor (sa kloridnim formacijom)

2k + CL 2 \u003d 2kcl

MG + CL 2 \u003d mgcl 2

2al + 3cl 2 \u003d 2alcl 3

NAPOMENA: Kada se formira interakcija željeza, glačalo (iii) klorid je formiran:

2FE + 3CL 2 \u003d 2FECL 3

d) siva (sa formiranjem sulfida)

2na + s \u003d na 2 s

HG + S \u003d HGS

2al + 3s \u003d al 2 S 3

Napominjemo: U interakciji željeza gvožđa se formira željezni sulfid (II):

Fe + S \u003d FES

e) azot (sa formacijom nitrida)

6k + n 2 \u003d 2k 3 n

3mg + n 2 \u003d mg 3 n 2

2al + n 2 \u003d 2aln

2. Komunicirajte sa složenim tvarima:

Mora se imati na umu da se rehabilitacijski kapacitet metala nalazi u nizu, koji se naziva elektrohemijski broj stresova ili aktivnosti metala (ključna serija Betetova N.N.):

Li, k, ba, ca, na, mg, al, mn, zn, cr, fe, co, ni, sn, pb, (h 2), cu, hg, ag, au, pt

a) voda

Metali smješteni u nizu do magnezijuma, u normalnim uvjetima, stisnite vodonik iz vode, formiranjem topbenih baza - alkali.

2na + 2h 2 o \u003d 2Aoh + H 2

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

Magnezijum djeluje vodom prilikom ključanja.

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

Aluminij Prilikom uklanjanja oksidnog filma, nasilno reagira s vodom.

2al + 6h 2 o \u003d 2al (oh) 3 + 3h 2

Preostali metali u nizu do vodika, pod određenim uvjetima, također mogu reagirati i vodom sa izolacijom vodika i formiranju oksida.

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

b) Kisela rješenja

(Pored koncentrirane sumporne kiseline i dušične kiseline bilo koje koncentracije. Pogledajte "Redox reakcija".)

Napomena: Ne koristite nerastvorljivu silicijsku kiselinu za reakcije

Metali koji stoje u nizu od magnezijuma do vodonika, stisnite vodonik iz kiselina.

MG + 2HCL \u003d MGCL 2 + H 2

Napomena: Formirane su soli bivalentnog željeza.

Fe + H 2 SO 4 (RSC) \u003d Feso 4 + H 2

Formiranje netopljive soli ometaju reakciju. Na primjer, olovo praktično ne reagira s otopinom sumporne kiseline zbog formiranja na površini nerastvorljive vodećeg sulfata.

Metali koji stoje zaredom nakon hidrogena ne potiskuju vodonik.

c) Solts Solutions

Metali, koji su u nizu do magnezijuma i aktivno reagiraju sa vodom, ne koriste se za takve reakcije.

Za preostale metale se vrši pravilo:

Svaki metal premješta i druge metale iz rješenja iz rješenja koja se nalazi u nizu prava toga, a može se dopuniti metalima koji se nalaze na lijevoj strani.

CU + HGCL 2 \u003d HG + CUCL 2

Fe + Cuso 4 \u003d Feso 4 + Cu

Kao i u slučaju kiselih rješenja, formiranje netopljive soli ometaju reakciju.

d) alkalis rješenja

Metali komuniciraju, čiji su hidroksidi amfoterni.

ZN + 2NAOH + 2H 2 O \u003d NA 2 + H 2

2al + 2HOH + 6h 2 O \u003d 2K + 3H 2

e) sa organskim tvarima

Alkali metali sa alkoholima i 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

Metali su uključeni u halogenske reakcije, koje se koriste za dobivanje nižih cikloalkana i za sinteze, tokom kojih je komplikovan kostur molekula (reakcija A.vursz):

CH 2 CH 2 -CH 2 CL + ZN \u003d C 3 H 6 (ciklopropane) + ZNCL 2

2ch 2 CL + 2na \u003d C 2 H 6 (etana) + 2Nacl

Nemetalla

U jednostavnim supstancama ne metalni atomi povezani su sa kovalentnom ne-polarnom vezom. Istovremeno, sam (u molekulama H 2, F 2, CL 2, BR 2, I 2), dvostruko (u molekuli O 2), utrostruči se trojalno (u molekuli N 2) Kovalentne obveznice.

Struktura jednostavnih supstanci - nemetali:

1. Molekularni

U normalnim uvjetima, većina tih tvari su gasovi (H 2, N 2, 2, O 3, F 2, CL 2) ili krute tvari (i 2, str 4, s 8) i samo jedini bromin (br 2) je tečna. Sve ove tvari molekularne strukture, tako isparljive. U čvrstom stanju, oni su slabo fiziološki sanorij zbog slabe intermolekularne interakcije, držeći molekule u kristalu i sposobni su za sublimaciju.

2. Atomic

Ove supstance formiraju kristali, u čemu su kod čvorova atomi: (B n, sa n, si n, gen, se n, te n). Zbog velike čvrstoće kovalentnih obveznica obično imaju veliku tvrdoću i bilo kakve promjene povezane s uništavanjem kovalentnih obveznica u njihovim kristalima (topljenje, isparavanje) izrađuju se sa visokim razmatranjem energije. Mnoge takve tvari imaju visoke topljenje i ključajuće temperature, a njihova volatilnost je prilično mala.

Mnogi elementi - nemetali formiraju nekoliko jednostavnih supstanci - alotropske modifikacije. Allotropija može biti povezana s različitim sastavom molekula: kisik oko 2 i ozon oko 3 i s drugom strukturom kristala: Alto ugljik Altopske modifikacije su grafitni, dijamant, karbine, fullerenne. Elementi - Nemetali imaju alotropske modifikacije: ugljik, silicijum, fosfor, arsen, kisik, sumpor, selen, telur.

Hemijska svojstva Nemmetalov

Atomi, nemetali dominiraju oksidativna svojstva, odnosno sposobnost pričvršćivanja elektrona. Ova sposobnost karakterizira vrijednost elektronegativnosti. U nizu Nemetalles

At, b, te, h, kao, i, si, p, se, c, s, br, cl, n, o, f

povećanja električne energije i oksidarajuća svojstva su poboljšani.

Slijedi da će za jednostavne tvari - nemetali bit će karakteristične i oksidativna i restorativna svojstva, s izuzetkom fluora - najjačeg oksidanskog sredstva.

1. Oksidativna svojstva

a) u reakcijama s metalima (metali uvijek smanjuju sredstva)

2na + s \u003d na 2 s (natrijum sulfid)

3mg + n 2 \u003d mg 3 n 2 (magnezijum nitrid)

b) Reakcije s nemetalima, smještenim s lijeve strane, odnosno s manjom vrijednošću elektronegativnosti. Na primjer, u interakciji fosfora i sumpora, oksidant će biti sumpor, jer fosfor ima manju vrijednost elektronegativnosti:

2p + 5s \u003d P 2 S 5 (fosforus sulfid V)

Većina nemetala su oksidizeri u vodikovim reakcijama:

H 2 + s \u003d h 2 s

H 2 + CL 2 \u003d 2HCL

3h 2 + n 2 \u003d 2NH 3

c) u reakcijama sa nekim složenim tvarima

Oksidator - kisik, reakcije izgaranja

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

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Oksidantor - hlor

2FECL 2 + CL 2 \u003d 2FECL 3

2ki + CL 2 \u003d 2kcl + i 2

CH 4 + CL 2 \u003d CH 3 CL + HCL

CH 2 \u003d CH 2 + br 2 \u003d CH 2 br-ch 2 br

2. Zamjena svojstava

a) u reakcijama fluora

S + 3F 2 \u003d SF 6

H 2 + F 2 \u003d 2HF

SI + 2F 2 \u003d SIF 4

b) u reakcijama kisika (osim fluora)

S + o 2 \u003d tako 2

N 2 + O 2 \u003d 2NO

4p + 5o 2 \u003d 2p 2 o 5

C + O 2 \u003d CO 2

c) u reakcijama sa složenim supstancama - oksidanti

H 2 + Cuo \u003d CU + H 2 O

6p + 5kclo 3 \u003d 5kcl + 3p 2 o 5

C + 4hno 3 \u003d CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

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

3. Reakcije neproporcionalne disproporcionacije: isti nemetal je oksidirajući agent i smanjujući agent

CL 2 + H 2 O \u003d HCL + HCLO

3cl 2 + 6KOH \u003d 5kcl + kclo 3 + 3h 2 o

Hemijska svojstva metala

1. Metali reagiraju s nemetalima.
2. Metali suočeni sa vodonik reagiraju sa kiselinama (osim nitric-a i sumporca.) Sa puštanjem vodonika
3. Aktivni metali reagiraju vodom da bi se formirali alkalni i vodonik.
4. Metali srednje aktivnosti reagiraju vodom prilikom zagrevanja, formirajući metalni oksid i vodonik.
5. Metali koji stoje nakon vodonika, sa rješenjima vode i kiselina (osim nitric-a i sumporca.) Ne reagiraju
6. Aktivniji metali koji pomjeraju manje aktivne rješenja iz svojih soli.
7. Halogeni reagiraju s vodom i alkalnom otopinom.
8. Aktivni halogeni (osim fluora) premješta manje aktivne halogene od rješenja svojih soli.
9. Halogeni ne reagiraju sa kisikom.
10. Amfoterski metali (Al, Budite, Zn) reagiraju sa alkalnim i kiselinskim rješenjima.
11. Magnezijum reagira s ugljičnim dioksidom i silikonskim oksidom.
12. Alkali metali (osim litijum) sa peroksidima kisika.

Hemijska svojstva Nemmetalov

1. Nemetali reagiraju s metalima i jedni s drugima.
2. Od nemetala sa vodom, samo najaktivniji - fluorin, hlor, bromin i jod reagiraju s vodom.
3. Fluor, hlor, bromin i jod reagiraju s alkalisom za istu shemu kao i vodom, formiraju se samo kiseline, ali njihove soli, a reakcije nisu reverzibilne, već do kraja.

Eksplozija hemijskih svojstava