I de flesta reaktioner fungerar Si som ett reduktionsmedel:

Huvud Flingor

I de flesta reaktioner fungerar Si som ett reduktionsmedel:

Vid låga temperaturer är kisel kemiskt inert; vid uppvärmning ökar dess reaktivitet dramatiskt.

1. Den interagerar med syre vid T över 400 ° С:

Si + O₂ = SiO₂ kiseloxid

2. Reagerar med fluor redan vid rumstemperatur:

Si + 2F₂ = SiF₄ flinttetrafluorid

3. Med de återstående halogenerna fortsätter reaktionerna vid en temperatur av = 300-500 ° С

4. Med svavelånga vid 600 ° C bildas en disulfid:

5. Reaktionen med kväve uppträder över 1000 ° C:

6. Vid temperatur = 1150 ° C reagerar med kol:

SiO₂ + 3їSi. 2

Med hårdhet ligger carborundum nära diamant.

7. Kisel reagerar inte direkt med väte.

8. Silikon är resistent mot syror. Samverkar endast med en blandning av salpetersyra och fluor (fluor) syror:

9. Reagerar med alkalilösningar för att bilda silikater och frisättning av väte:

10. Kisels reducerande egenskaper används för att separera metaller från deras oxider:

2MgO = Si = 2Mg + SiO₂

I reaktioner med Si-metaller är oxidanten:

Silikon bildar silikider med s-metaller och de flesta d-metaller.

Sammansättningen av silikider av denna metall kan vara olika. (Till exempel, FeSi och FeSi₂; Ni₂Si och NiSi₂.) En av de mest kända silikiderna är magnesiumsilicid, som kan erhållas genom direkt interaktion mellan enkla ämnen:

Silan (monosilan) SiH₄

Silaner (kiselhydrider) Si_nH_{2n + 2}, (jfr alkaner), där n = 1-8. Silaner är analoger av alkaner, skiljer sig från dem genom instabiliteten hos kedjorna-Si-Si.

SiH monosilan₄ - färglös gas med en obehaglig lukt; upplöst i etanol, bensin.

1. Sönderdelning av magnesiumsilikid med saltsyra: Mg₂Si + 4HCl = 2MgCl₂ + SiH₄

2. Reduktion av Si-halogenider med litiumaluminiumhydrid: SiCl₄ + LiAlH₄ = SiH₄↑ + LiCl + AlCl₃

Silan är ett starkt reduktionsmedel.

1.SiH₄ det oxideras av syre även vid mycket låga temperaturer:

2. SiH₄ lätt hydrolyserad, särskilt i alkalisk medium:

Silikonoxid (IV) (kiseldioxid) SiO₂

Silika finns i form av olika former: kristallin, amorf och glasaktig. Den vanligaste kristallina formen är kvarts. Med förstörelsen av kvartsbergar bildas kvartsand. Quartz singelkristaller är transparenta, färglösa (bergkristall) eller färgade med föroreningar i olika färger (ametist, agat, jaspis, etc.).

Amorf SiO₂ förekommer i form av opalmineral: kiseldioxidgel utgörs artificiellt av SiO-kolloidala partiklar₂ och är en mycket bra adsorbent. Vitreous SiO₂ känt som kvartsglas.

Fysiska egenskaper

I SiO-vatten₂ löses mycket litet, i organiska lösningsmedel löses inte heller praktiskt taget. Kisel är en dielektrisk.

Kemiska egenskaper

1. SiO₂ - syraoxid, därför upplöses amorf kiseldioxid långsamt i vattenhaltiga lösningar av alkali:

2. SiO₂ Samverkar också vid upphettning med basiska oxider:

3. Att vara icke-flyktig oxid, SiO₂ förskjuter koldioxid från Na₂CO₃ (under fusion):

4. Kisel reagerar med fluorvätesyra för att bilda fluorvätesyra H₂SIF₆:

5. Vid 250 - 400 ° С SiO₂ interagerar med gasformigt HF och F₂, bildning av tetrafluorsilan (kiseltetrafluorid):

Silic acid

- ortosilinsyra H₄SiO₄;

- metasilicisk (kiselsyra) syra H₂SiO₃;

- di- och polysilinsyror.

Alla kiselsyror är något lösliga i vatten, bildar enkelt kolloidala lösningar.

Sätt att erhålla

1. Deponering av syror från alkalimetallsilikatlösningar:

2. Hydrolys av klorsilaner: SiCl₄ + 4H₂O = H₄SiO₄ + 4HCl

Kemiska egenskaper

Silisyror är mycket svaga syror (svagare än kolsyra).

När de upphettas dehydreras de till silika som slutprodukt.

Silikater - Kiselsyrasalter

Eftersom kiselsyror är extremt svaga hydrolyseras deras salter i vattenhaltiga lösningar starkt:

SiO₃ 2- + H₂O = HSiO₃ - + OH - (alkaliskt medium)

Av samma skäl, när koldioxid passerar genom silikatlösningar, förskjuts kiselsyra från dem:

Denna reaktion kan betraktas som en kvalitativ reaktion på silikatjoner.

Bland silikater är endast Na mycket lösligt.₂SiO₃ och K₂SiO₃, som kallas lösligt glas, och deras vattenhaltiga lösningar är flytande glas.

glas

Vanligt fönsterglas har en sammansättning av Na₂O • CaO • 6SiO₂, det vill säga det är en blandning av natrium- och kalciumsilikater. Det produceras genom att smälta soda Na₂CO₃, kalksten SASO₃ och sand sio₂;

cement

Pulverbindemedel, som vid växling med vatten bildar en plastmassa som över tiden blir en fast stenliknande kropp. huvudbyggnadsmaterial.

Den vanligaste Portlandcementens kemiska sammansättning (i vikt%) är 20-23% SiO₂; 62 - 76% CaO; 4 - 7% Al₂O₃; 2-5% Fe₂O₃; 1-5% MgO.

http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/kremnyi.html

Svaret

PlatinumBone

För det första reagerar kisel med natriumhydroxid, men under ett mycket viktigt villkor: om natriumhydroxid är helt koncentrerad! reaktioner:

Det finns en andra reaktion, även om natriumhydroxid utspätts! Under förhållanden: Uppvärmning. Vatten deltar i reaktionen:

För det andra: Kisel reagerar aldrig med utspädd svavelsyra! Eftersom det i detta fall inte är svavelsyra (sönderdelning) ett oxidationsmedel, är det endast kemiskt aktiva nonmetaller som kan interagera, det kan vara halogener.

Tredje: Ja! Och här är svavelsyra (konc.) En anständig oxidator! Och det kommer att oxidera kisel till ett maximalt oxidationstillstånd på +4, medan kisel kommer att fungera som ett reduktionsmedel och återställa svavel till +4. reaktioner:

-------------------------------------------------------------------------------------------------
Några frågor? Fråga! Jag hjälpa till? en klick-tack! Tack!
"Om en person vet vad han vill, betyder det att han antingen vet mycket eller vill ha lite."

http://znanija.com/task/428966

SiO2 + H2SO4 =? reaktionsekvation

Skriv ekvationen av reaktionen mellan kiseldioxid och svavelsyra (SiO2 + H2SO4 = a). Är det även möjligt att interagera mellan dessa ämnen? Ge en kort beskrivning av oxiden av kisel (IV): ange dess grundläggande fysikaliska och kemiska egenskaper samt produktionsmetoder.

Kristallin kiseldioxid finns huvudsakligen i form av kvartsmineral. Transparenta, färglösa kvartskristaller, som har formen av hexagonala prismor med hexagonala pyramider i ändarna, kallas bergkristall. Rockkristall färgad med föroreningar i en lila färg kallas ametist, och i brunaktigt kallas den rökig topas.
Kristallin kiseldioxid är väldigt fast, olöslig i vatten och smälter runt och blir en färglös vätska. Genom att kyla den här vätskan erhålls en genomskinlig glasyrmassa av amorf kiseldioxid, vilken liknar glas.
Kiseldioxid är en syraoxid och reagerar därför inte med syror, d.v.s. skriv reaktionsekvationen för schemat [SiO2 + H2SO4 = a] omöjligt. Det motsvarar svaga, lätta lösliga kiselsyror i vatten. De kan representeras av den allmänna formeln.
Reagerar inte med syror (utom flussyra), ammoniakhydrat; från halogener reagerar endast med fluor. Den uppvisar sura egenskaper, reagerar med alkalier i lösning och under fusion. Det är lätt fluorinerat och klorerat, återvinns med kol och typiska metaller. Samverkar ej med syre. Den är utbredd i naturen i form av kvarts (den har många sorter färgade med föroreningar).

Kiselsyrasalterna - silikater - är mestadels olösliga i vatten; endast natrium- och kaliumsilikater är lösliga. De erhålls genom att smälta kiseldioxid med kaustisk alkali- eller kalium- och natriumkarbonater, till exempel:

Vänligen registrera eller logga in för att lägga till ett svar.

Kopiering av material från webbplatsen är endast möjlig med tillstånd.
administration av portalen och närvaron av en aktiv länk till källan.

http://ru.solverbook.com/question/sio2-h2so4-uravnenie-reakcii/

Kemiska egenskaper hos kisel

Innehållet

Allmän produktbeskrivning
Reaktioner med icke-metaller
Samverkan med metaller
Reaktioner med komplexa ämnen
Vad har vi lärt oss?
Betygsrapport

bonus

Test på ämnet

Allmän produktbeskrivning

Silikon ligger i den fjärde gruppen och den tredje perioden av det periodiska bordet. Kiseln hos kiselatomen har en positiv laddning av +14. Runt kärnan rör sig 14 negativt laddade elektroner.

En atom kan gå in i det upphetsade tillståndet på grund av den fria d-subleveln. Därför uppvisar elementet två positiva oxidationstillstånd (+2 och +4) och en negativ (-4). Elektronisk konfiguration - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2.

Fig. 1. Kiselatomens struktur.

Silikon är en ömtålig halvledare med högsta bräda och koktemperaturer. Relativt lätt icke-metall: densiteten är 2,33 g / cm 3.

Ren kisel finns inte. Del av sand, kvarts, agat, ametist och andra stenar.

Reaktioner med icke-metaller

Vid interaktion med icke-metaller uppvisar kisel reducerande egenskaper - det ger elektroner. Reaktioner är endast möjliga med stark uppvärmning. Under normala förhållanden reagerar kisel endast med fluor. Reaktioner med grundläggande icke-metaller anges i tabellen.

http://obrazovaka.ru/himiya/himicheskie-svoystva-kremniya.html

CHEMEGE.RU

Förberedelser för tentamen i kemi och olympiader

Kiselkemi

kisel

Ställ i det periodiska systemet med kemiska element

Silikon ligger i den huvudsakliga undergruppen av grupp IV (eller i grupp 14 i den moderna formen av PSCE) och i den tredje perioden av det periodiska systemet med kemiska element D.I. Mendeleev.

Elektronisk struktur av kisel

Den elektroniska konfigurationen av kisel i marktillstånd:

+14Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2

Elektronisk konfiguration av kisel i spänningen:

+14Si * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3

Kiselatomen innehåller på den externa energinivån 2 oparmade elektroner och ett odelat elektronpar i jordenergiläget och 4 oparmade elektroner i det upphetsade energitillståndet.

Oxidationstillståndet för kiselatomen är från -4 till +4. Typiska oxidationstillstånd är -4, 0, +2, +4.

Fysiska egenskaper, metoder för att erhålla och vara i naturen av kisel

Silikon är det näst vanligaste elementet på jorden efter syre. Det finns endast i form av föreningar. SiO kiseldioxid₂ utgör ett stort antal naturliga ämnen - bergkristall, kvarts, kiseldioxid.

En enkel substans kisel - en atomkristall av mörkgrå färg med metallisk glans, ganska bräcklig. Smältpunkt 1415 ° C, densitet 2,33 g / cm ^. Semiconductor.

Kvalitativa reaktioner

Högkvalitativ reaktion på silikatjoner SiO₃ 2- - interaktion av silikatsalter med starka syror. Silic acid är svag. Det släpps lätt från lösningar av kiselsyrasalter under verkan av starkare syror på dem.

Om exempelvis en starkt utspädd saltsyralösning sättes till en natriumsilikatlösning, kommer kiselsyra inte att fälla ut som en fällning, men som en gel. Lösningen kommer att växa grumlig och "härda".

na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2 NaCl

Video erfarenhet av natriumsilikat interaktion med saltsyra (produktion av kiselsyra) kan ses här.

Silikonföreningar

De huvudsakliga oxidationstillstånden för kisel är +4, O och -4.

http://chemege.ru/silicium/

Silikonoxid (IV)

I naturen:

SiO₂ - kvarts, bergkristall, ametist, agat, jaspis, opal, kiseldioxid (huvuddelen av sanden)
al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - kaolinit (huvuddelen av leran)
K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - ortoklas (feldspär)

Fysiska egenskaper
Fast, eldfast substans, t ° pl = 1728 ° C, t ° kip. = 2590 ° C, atomkristallgitter.

Kemiska egenskaper hos silikonoxid

SiO₂ - syraoxid motsvarar den kiselsyra H₂SiO₃
1) Vid fusion interagerar den med basiska oxider, alkalier, liksom med karbonater av alkali- och jordalkalimetaller med bildandet av salter, silikater:

2) Reagerar inte med vatten

3) Med flussyra (hexafluorsilicsyra):
SiO₂ + 4HF → SiF₄+ 2H₂O
SiO₂ + 6HF → H₂[SiF₆] + 2H₂O
(reaktioner ligger till grund för glasetsningsprocessen)

Oxidativa reduktionsreaktioner

Samverkan med metaller

Vid temperaturer över 1000 ° C reagerar den med aktiva metaller,
detta producerar kisel:

http://himege.ru/oksid-kremniya/

Silikon (Si)

Silikonföreningar:

I sin rena form isolerades kisel först 1811 (French J. -L. Gay-Lussac och L.J. Tenard). Ren elemental kisel erhölls 1825 (Sven J. J. Berzelius). Navnet "kisel" (översatt från antikens grekiska som "berg") gavs det kemiska elementet 1834 (av den ryska kemisten G. I. Hess).

Silikon är det vanligaste (efter syre) kemiska elementet på jorden (innehållet i jordskorpan är 28-29 viktprocent). Kisel är i naturen oftast närvarande i form av kiseldioxid (sand, kvarts, flint, felspar), liksom i silikater och aluminosilikater. Kisel är i sin rena form extremt sällsynt. Många naturliga silikater i sin rena form är ädelstenar: smaragd, topas, akvamarin - det är allt kisel. Ren kristallin kiseldioxid (IV) finns i form av bergkristall och kvarts. Kiseloxid, där det finns olika orenheter, bildar ädelstenar och halvädelstenar - ametist, agat, jaspis.

Fig. Kiselatomens struktur.

Elektronkonfigurationen av kisel är 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (se Atoms elektroniska struktur). På den yttre energinivån har kisel 4 elektroner: 2 parade vid 3s-sublevel + 2 upplösning vid p-orbitaler. När kiselatomen övergår till det upphetsade tillståndet, lämnar en elektron från s-underlaget sitt par och passerar till p-sublevel där det finns en fri omlopp. I det exciterade tillståndet tar således kiselatomens elektronkonfiguration följande form: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.

Fig. Övergången av kiselatomen till det exciterade tillståndet.

Sålunda kan kisel i föreningar uppvisa valens 4 (oftast) eller 2 (se Valency). Kisel (såväl som kol), som reagerar med andra element, bildar kemiska bindningar, där det både kan ge upp sina elektroner och acceptera dem, men samtidigt är förmågan att acceptera elektroner från kiselatomer mindre uttalad än det från kolatomer på grund av att större kiselatom.

Graden av oxidation av kisel:

-4: SiH₄ (silan) Ca₂Si, Mg₂Si (metallsilikater);
+4 - den mest stabila: SiO₂ (kiseloxid), H₂SiO₃ (kiselsyra), silikater och kiselhalider;
0: Si (enkel substans)

Silikon som en enkel substans

Silikon är en mörkgrå kristallin substans med metallisk glans. Kristallkisel är en halvledare.

Silikon bildar bara en allotrop modifikation, som liknar diamant, men inte så stark, eftersom Si-Si-bindningarna inte är lika starka som i en diamantkolmolekyl (Se Diamond).

Amorft kisel är ett brunt pulver med en smältpunkt av 1420 ° C.

Kristallint kisel erhålles från amorf genom omkristallisation. Till skillnad från amorft kisel, som är en ganska aktiv kemikalie, är kristallint kisel mer inert när det gäller interaktion med andra ämnen.

Strukturen av kristallgitteret av kisel upprepar diamantens struktur, - varje atom omges av fyra andra atomer belägna vid toppederna av tetraederen. Atomer binder till varandra med kovalenta bindningar som inte är lika starka som kolbindningar i diamant. Av denna anledning, även vid n. Vissa kovalenta bindningar i kristallin kisel förstörs, varigenom vissa elektroner släpps, på grund av vilket kisel har liten elektrisk ledningsförmåga. När kislet upphettas, i ljuset eller med tillsatsen av vissa föroreningar, ökar antalet kovalenta bindningar som bryts ned, vilket resulterar i att antalet fria elektroner ökar, och följaktligen ökar också den elektriska ledningsförmågan hos kisel.

Kemiska egenskaper hos kisel

Kisel kan, som kol, vara både ett reduktionsmedel och ett oxidationsmedel, beroende på ämnet med vilket det reagerar.

När n. Silikon interagerar endast med fluor, vilket förklaras av en tillräckligt stark kiselkristallgitter.

Silikon reagerar med klor och brom vid temperaturer över 400 ° C.

Silikon växlar endast med kol och kväve vid mycket höga temperaturer.

Vid reaktioner med icke-metaller verkar kisel som ett reduktionsmedel:
- Under normala förhållanden av icke-metaller reagerar kisel endast med fluor, vilket bildar en kiselhalogenid:
  Si + 2F₂ = SiF₄
- vid höga temperaturer reagerar kisel med klor (400 ° C), syre (600 ° C), kväve (1000 ° C), kol (2000 ° C):
  - Si + 2Cl₂ = SiCl₄ - kiselhalogenid;
  - Si + O₂ = SiO₂ - kiseloxid;
  - 3Si + 2N₂ = Si₃N₄ - kiselnitrid;
  - Si + C = SiC - Carborundum (kiselkarbid)
Vid reaktioner med metaller är kisel ett oxidationsmedel (salicider bildas:
Si + 2 mg = Mg₂si
I reaktioner med koncentrerade alkalilösningar reagerar kisel med väteutveckling, vilket bildar lösliga salter av kiselsyra som kallas silikater:
Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂↑
Silikon reagerar inte med syror (utom HF).

Förberedelse och användning av kisel

Mottagande kisel:

i laboratoriet - från kiseldioxid (aluminiumbehandling):
3SiO₂ + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃
i industrin, genom att minska kiseloxid med koks (tekniskt ren kisel) vid hög temperatur:
SiO₂ + 2C = Si + 2CO
Den renaste kiseln erhålles genom att kiseltetraklorid reduceras med väte (zink) vid hög temperatur:
SiCl₄+2H₂ = Si + 4HCl

Silikonapplikation:

tillverkning av halvledarradioelement;
som metallurgiska tillsatser vid framställning av värmebeständiga och syrabeständiga föreningar;
i produktion av solceller för solceller;
som AC likriktare.

Om du gillar webbplatsen kommer vi att vara tacksamma för dess popularisering :) Berätta för dina vänner om oss på forumet, i bloggen, i samhället. Detta är vår knapp:

http://prosto-o-slognom.ru/chimia/507_kremnij_Si.html

Silikon plus svavel

Under normala förhållanden är kisel ganska inert, vilket förklaras av styrkan hos dess kristallgitter, det interagerar direkt med fluor och visar samtidigt reducerande egenskaper:

Den reagerar med klor när den upphettas till 400-600 ° C:

Samverkan med syre

Den krossade kiseln reagerar med syre när den upphettas till 400-600 ° C:

Samverkan med andra icke-metaller

Vid mycket höga temperaturer runt 2000 ° C reagerar den med kol:

Vid 1000 ° C reagerar den med kväve:

Samverkar inte med väte.

Samverkan med vätehalogenider

Det reagerar med vätefluorid under normala förhållanden:

med väteklorid - vid 300 ° C, med vätebromid - vid 500 ° C.

Samverkan med metaller

Oxiderande egenskaper för kisel är mindre karakteristiska, men de manifesterar sig i reaktioner med metaller och bildar sålunda silikider:

Samverkan med syror

Silikon är resistent mot syror, i en sur miljö, den är täckt med en olöslig oxidfilm och passiveras. Silikon interagerar endast med en blandning av fluor- och salpetersyra:

Alkali-interaktion

Det löses i alkalier, bildar silikat och väte:

mottagning

Reduktion från magnesiumoxid eller aluminium:

SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO;

Koksreducering i elektriska ugnar:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO.

Vid denna process är kisel ganska förorenad med kiselkarbid.

Den renaste kiseln erhålls genom reduktion av kiseltetraklorid med väte vid 1200 ° C:

Även ren kisel erhålles genom termisk sönderdelning av silan:

http://ido.tsu.ru/schools/chem/data/res/neorg/uchpos/text/g3_9_2.html

Kemiska egenskaper hos enkla icke-metallsubstanser: väte, syre, halogener, svavel, kväve, fosfor, kol, kisel

väte

Det kemiska elementet väte upptar en speciell position i D.I. periodiska systemet. Mendeleev. Enligt antalet valenselektroner kan förmågan att bilda en hydrerad H + -jon i lösningar likna alkalimetaller, och den bör placeras i grupp I. Enligt antalet elektroner som behövs för att slutföra det yttre elektronskalet, värdet av joniseringsenergin, förmågan att uppvisa ett negativt oxidationstillstånd, bör den lilla atomradiusväte placeras i VII-gruppen i det periodiska systemet. Placeringen av väte i en viss grupp av det periodiska systemet är alltså i stort sett godtyckligt, men i de flesta fall placeras den i VII-gruppen.

Väteelektronisk formel 1s 1. Den enda valenselektronen ligger direkt i atomkärnans verkningsfält. Enkelheten hos elektronkonfigurationen av väte betyder inte att det här elementets kemiska egenskaper är enkla. Tvärtom är vätekemi väldigt annorlunda än kemi hos andra element. Vätgas i dess föreningar kan visa oxidationstillstånd +1 och -1.

Det finns ett stort antal metoder för att producera väte. I laboratoriet erhålls det genom interaktionen mellan vissa metaller och syror, till exempel:

Vätgas kan erhållas genom elektrolys av vattenhaltiga lösningar av svavelsyra eller alkali. När detta inträffar, är processen med väteutveckling vid katoden och syre vid anoden.

I industrin produceras väte huvudsakligen från naturliga och tillhörande gaser, förgasningsprodukter av bränsle och koksugngas.

Enkel substans väte, H₂, Det är en brandfarlig gas utan färg eller lukt. Kokpunkt -252.8 ° C. Väte är 14,5 gånger ljusare än luft, något lösligt i vatten.

Vätgasmolekylen är stabil, har stor styrka. På grund av den höga dissociationsenergin, sönderdelningen av H-molekyler₂ På atomer förekommer endast märkbart vid temperaturer över 2000 ° C.

För väte är positiva och negativa grader av oxidation möjliga, därför kan vid kemiska reaktioner väte uppvisa både oxiderande och reducerande egenskaper. I de fall väte fungerar som ett oxidationsmedel uppför sig det som halogener, bildar hydridliknande hydrider (hydrider kallas en grupp kemiska föreningar av väte med metaller och mindre elektronegativ än honom).

Väte är signifikant sämre än halogener i oxidativ aktivitet. Därför uppvisar endast hydrider av alkali- och jordalkalimetaller en jonisk karaktär. Joniska och komplexa hydrider är till exempel starka reduktionsmedel. De används ofta i kemiska synteser.

I de flesta reaktioner uppträder väte som ett reduktionsmedel. Under normala förhållanden växlar väte inte med syre, men vid antändning fortsätter reaktionen med en explosion:

En blandning av två volymer väte med en volym syre kallas detonerande gas. Med kontrollerad förbränning frigörs en stor mängd värme och temperaturen hos väte-syreflamman når 3000 ° C.

Reaktionen med halogener fortskrider beroende på halogens natur på olika sätt:

Med fluor går en sådan reaktion med en explosion även vid låga temperaturer. Med klor i ljuset fortsätter reaktionen med en explosion. Med brom är reaktionen mycket långsammare, och med jod når inte slutet, även vid höga temperaturer. Mekanismen för dessa reaktioner är radikal.

Vid förhöjda temperaturer samspelar väte med element i Grupp VI - svavel, selen, tellur, till exempel:

Reaktionen av väte med kväve är mycket viktigt. Denna reaktion är reversibel. Att flytta jämvikten mot bildandet av ammoniak med användning av förhöjt tryck. I industrin utförs denna process vid en temperatur av 450-500 ° C, ett tryck av 30 MPa, i närvaro av olika katalysatorer:

Väte reducerar många metaller från oxider, till exempel:

Denna reaktion används för att framställa några rena metaller.

En stor roll spelas av reaktionerna av hydrogenering av organiska föreningar, vilka används allmänt både i laboratoriepraxis och i industriell organisk syntes.

Minskningen av naturliga källor till kolväten, miljöförorening genom bränsleförbränning ökar intresset för väte som ett miljövänligt bränsle. Väte kommer antagligen att spela en viktig roll i framtidens energibranschen.

För närvarande används väte i stor utsträckning inom industrin för syntes av ammoniak, metanol, hydrogenering av fasta och flytande bränslen, i organisk syntes, för svetsning och skärning av metaller etc.

Vatten H₂O, väteoxid, är den viktigaste kemiska föreningen. Under normala förhållanden är vatten en färglös vätska, luktfri och smaklös. Vatten - det vanligaste ämnet på jordens yta. I människokroppen innehåller 63-68% vatten.

Vatten är en stabil förening, dess sönderdelning i syre och väte uppträder endast under verkan av elektrisk elektrisk ström eller vid en temperatur av ca 2000 ° C:

Vatten interagerar direkt med metaller som ligger i serien av standard elektroniska potentialer upp till väte. Beroende på metallens natur kan reaktionsprodukterna vara motsvarande hydroxider och oxider. Reaktionshastigheten beroende på metallens natur varierar också mycket. Således reagerar natrium med vatten vid rumstemperatur, reaktionen åtföljs av frisättning av en stor mängd värme; järn reagerar med vatten vid en temperatur av 800 ° C.

Vatten kan reagera med många icke-metaller, så under normala förhållanden växlar vatten reversibelt med klor:

Vid förhöjda temperaturer samverkar vatten med kol för att bilda en så kallad syntesgas - en blandning av kolmonoxid (II) och väte:

Under normala förhållanden reagerar vatten med många basiska och syraoxider för att bilda baser och syror:

Reaktionen går till slutet, om motsvarande bas eller syra är löslig i vatten.

syre

Det kemiska elementet syre ligger i den andra perioden av VIA-undergruppen. Den elektroniska formeln är 1s 2 2s 2 2p 4. En enkel substans är syre - en gas utan färg och lukt, det är lite lösligt i vatten. Stark oxidator. Dess karakteristiska kemiska egenskaper är:

Reaktioner av enkla och komplexa substanser med syre följer ofta av värme och ljus. Sådana reaktioner kallas förbränningsreaktioner.

Syre används allmänt inom nästan alla områden inom kemisk industri: för produktion av järn och stål, produktion av salpetersyra och svavelsyra. En stor mängd syre förbrukas i processerna för termisk energi.

Under senare år har problemet med syreförvaring i atmosfären blivit mer akut. Hittills är den enda källan som fyller reserverna av atmosfäriskt syre den vitala aktiviteten hos gröna växter.

halogener

Grupp VII innehåller fluor, klor, brom, jod och astatin. Dessa element kallas också halogener (i översättning - som ger upphov till salter).

På den yttre energinivån för alla dessa element finns det 7 elektroner (konfigurationer ns 2 np 5), de mest karakteristiska oxidationstillstånden är -1, +1, +5 och +7 (med undantag för fluor).

Atomer av alla halogener bildar enkla ämnen i kompositionen Hal₂.

Halogener är typiska icke-metaller. Under övergången från fluor till astatin sker en ökning av atomens radie, de icke-metalliska egenskaperna minskar, oxidationsegenskaperna minskar och reduktionsegenskaperna ökar.

Halogenernas fysikaliska egenskaper visas i tabell 8.

Kemiskt halogener är mycket aktiva. Deras reaktivitet minskar med ökande sekvensnummer. Några av de reaktioner som är typiska för dem ges nedan med användning av klor som ett exempel:

Väteföreningar av halogener - vätehalogenider har den allmänna formeln HHal. Deras vattenhaltiga lösningar är syror, vars styrka ökar från HF till HI.

Halogensyror (med undantag av HF) kan reagera med sådana starka oxidationsmedel som KMnO₄, MnO₂, K₂cr₂O₇, CrO₃ och andra, med bildandet av halogener:

Halogener bildar en serie oxider, exempelvis för klor, sura oxider av komposition Cl är kända.₂O clo₂, CIO₃, cl₂O₇. Samtliga dessa föreningar erhålles genom indirekta metoder. De är starka oxidationsmedel och explosiva ämnen.

Den mest stabila av kloroxider är Cl₂O₇. Kloroxider reagerar lätt med vatten för att bilda syreinnehållande syror: hypoklor HClO, klorid HClO₂, klor HClO₃ och klor HClO₄, till exempel:

I industrin erhålls brom genom förskjutning av klor från bromider och i laboratoriepraxis genom oxidation av bromider:

Enkel substans brom är ett starkt oxidationsmedel, det reagerar lätt med många enkla ämnen som bildar bromider. förskjuter jod från jodider.

Enkel substans jod, I₂, Det är en svart med metallisk glanskristaller, som sublimeras, det vill säga passera i ånga, kringgå vätsketillståndet. Jod är lite löslig i vatten, men ganska lösligt i vissa organiska lösningsmedel (alkohol, bensen etc.).

Jod är ett ganska starkt oxidationsmedel med förmåga att oxidera ett antal metaller och vissa icke-metaller.

Det kemiska elementet svavel ligger i den tredje perioden av VIA-undergruppen. Den elektroniska formeln är 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. En enkel substans är svavel - en gul icke-metall. Det finns i två allotropa modifikationer: rhombic och monoklinisk och i amorf form (plastsvavel). Visar både oxiderande och reducerande egenskaper. Disproportioneringsreaktioner är möjliga. Dess karakteristiska kemiska egenskaper är:

Svavel bildar en flyktig väteförening - vätesulfid. Den vattenhaltiga lösningen är en svag dibasinsyra. Vätesulfid karakteriseras också av att reducera egenskaper:

Svavel bildar två sura oxider: svavel (IV) oxid SO₂ och svaveloxid (VI) SO₃. Den första motsvarar en svag svavelsyra H som existerar endast i lösning.₂sÅ₃; den andra är stark dibasisk svavelsyra H₂sÅ₄. Koncentrerad svavelsyra uppvisar starka oxidationsegenskaper. Nedan är typiska reaktioner för dessa föreningar:

Svavelsyra produceras i stora mängder inom industrin. Alla industriella metoder för produktion av svavelsyra är baserade på den ursprungliga produktionen av svaveloxid (IV), dess oxidation mot svaveloxid (VI) och interaktionen av den senare med vatten.

Det kemiska elementet kväve är i den andra perioden, grupp V, den huvudsakliga undergruppen av DI periodiska systemet. Mendeleev. Den elektroniska formeln är 1s 2 2s 2 2p 3. I dess föreningar uppvisar kväveoxidationstillståndet -3, -2, + 1, +2, +3, +4, +5.

Enkel substans kväve är en färglös, luktfri gas som är dåligt löslig i vatten. Typisk icke-metallisk. Under normala förhållanden, kemiskt lite aktiv. När uppvärmning träder in i redoxreaktioner.

Kväve bildar oxider av komposition N₂O, NEJ, N₂O₃, NEJ₂, N₂O₄, N₂O₅. I detta fall, N₂O, NO, är icke-saltbildande oxider, vilka karaktäriseras av redoxreaktioner; N₂O₃, NEJ₂, N₂O₄, N₂O₅ - Saltbildande syraoxider, vilka också är karakteristiska för redoxreaktioner, inklusive disproportioneringsreaktioner.

Kemiska egenskaper för kväveoxider:

Kväve bildar en flyktig väteförening av NH₃, ammoniak. Under normala förhållanden är det en färglös gas med en karakteristisk stark lukt; kokpunkt -33,7 ° C, smältpunkt -77,8 ° C. Ammoniak är mycket lösligt i vatten (700 volymer NH₃ 1 volym vatten vid 20 ° C) och ett antal organiska lösningsmedel (alkohol, aceton, kloroform, bensen).

Kemiska egenskaper hos ammoniak:

Kväve bildar nitrosyra HNO₂ (i fri form är det bara känt i en gasfas eller lösningar). Detta är en svag syra, dess salter kallas nitrit.

Dessutom bildar kväve en mycket stark salpetersyra HNO₃. Ett särdrag hos salpetersyra är att dess oxidationsreduceringsreaktioner med metaller inte avger väte, men bildar olika kväve- eller ammoniumsalter, till exempel:

Vid reaktioner med andra metaller uppträder koncentrerad salpetersyra som ett starkt oxidationsmedel:

Salpetersyra kan också oxidera sulfider, jodider, etc.:

Vi betonar igen. Skriv ekvationerna av redoxreaktioner som involverar HNO₃ vanligtvis villkorlig. De anger som regel endast produkten, som bildas i större kvantiteter. I några av dessa reaktioner detekterades väte som en reduktionsprodukt (reaktion av utspädd HNO₃ med Mg och Mn).

Saltsalter kallas nitrater. Alla nitrater är väl lösliga i vatten. Nitrater är termiskt instabila och kan lätt brytas ner vid uppvärmning.

Särskilda fall av nedbrytning av ammoniumnitrat:

Allmänna mönster för termisk sönderdelning av nitrater:

fosfor

Det kemiska elementet fosfor ligger i den tredje perioden, V-gruppen, den huvudsakliga undergruppen av det periodiska systemet D.I. Mendeleev. Den elektroniska formeln är 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Enkel substansfosfor finns i form av flera allotropa modifikationer (allotropisk komposition). Vit fosfor P₄, vid rumstemperatur, mjuk, smälter, kokar utan sönderdelning. Röd fosfor P_n, består av polymermolekyler av olika längder. När uppvärmd sublimat. Svart fosfor består av kontinuerliga kedjor_n, har en skiktad struktur, i utseende som liknar grafit. Den mest reaktiva är vit fosfor.

I industrin erhålls fosfor genom kalciumkalciumfosfat med kol och sand vid 1500 ° C:

I reaktionerna nedan anges eventuella modifieringar av fosfor, om inget annat anges:

Fosfor utgör en flyktig väteförening - fosfin, PH₃. Denna gasformiga förening med en extremt obehaglig skarp lukt. Dess salter, i motsats till ammoniaksalter, existerar endast vid låga temperaturer. Fosfin går lätt in i redoxreaktioner:

Fosfor bildar två sura oxider: P₂O₃ och P₂O₅. Den senare motsvarar fosforsyra (ortofosforsyra) syra H₃PO₄. Detta är en måttlig styrkt tribasinsyra, som bildar tre rader salter: medium (fosfater) och sura (hydro- och dihydrofosfater). Nedan är ekvationerna för kemiska reaktioner som är karakteristiska för dessa föreningar:

kol

Det kemiska elementet kol ligger i den andra perioden, den huvudsakliga undergruppen av den fjärde gruppen av det periodiska systemet D.I. Mendeleev, hans elektroniska formel är 1s 2 2s 2 2p 2, de mest karakteristiska oxidationstillstånden är -4, +2, +4.

För kol är kända stabila allotropa modifikationer (grafit, diamant, allotropi av en struktur) kända, i form av vilka den finns i naturen, såväl som karbin och fullerener erhållna genom laboratoriemetoder.

Diamant är en kristallin substans med en kubisk gitter för atomkoordinering. Varje kolatom i en diamant är i ett tillstånd av sp3-hybridisering och bildar ekvivalenta starka bindningar med fyra intilliggande kolatomer. Detta leder till exceptionell diamanthårdhet och frånvaron av ledningsförmåga under normala förhållanden.

I grafit finns kolatomer i ett tillstånd av sp2-hybridisering. Karbonatomerna kombineras till oändliga skikt av sexledade ringar, stabiliserade av en co-bindning, delokaliserad inom hela skiktet. Detta förklarar metallisk glans och elektrisk ledningsförmåga hos grafit. Kolskikt kombineras i ett kristallgitter huvudsakligen på grund av intermolekylära krafter. Styrkan av kemiska bindningar i makromolekylplanet är mycket större än mellan lagren, så grafit är ganska mjuk, lätt stratifierad och kemiskt något mer aktiv än diamant.

Sammansättningen av kol, sot och koks innehåller mycket små grafitkristaller med en mycket stor yta, som kallas amorft kol.

I karbin är kolatomen i sp-hybridiseringstillståndet. Dess kristallgitter är byggt av raka kedjor av två typer:

Carbin är ett svart pulver med en densitet av 1,9-2,0 g / cm 3, en halvledare.

Allotropa kolmodifieringar kan omvandlas till varandra under vissa förhållanden. Så, när den värms upp utan luftåtkomst vid en temperatur av 1750 ° C, blir diamanten till grafit.

Under normala förhållanden är kol mycket inert, men vid höga temperaturer reagerar det med olika ämnen, den mest reaktiva formen är amorft kol, grafit är mindre aktiv och den mest inerta är diamant.

Karbonreaktioner:

Koldioxid är resistent mot syror och alkalier. Endast heta koncentrerade salpetersyra och svavelsyror kan oxidera den till koldioxid (IV):

Kol återvinns många metaller från sina oxider. Samtidigt bildas, beroende på metallens natur, antingen rena metaller (oxider av järn, kadmium, koppar, bly) eller motsvarande karbider (kalciumoxider, vanadin, tantal), till exempel:

Koldioxid bildar två oxider: CO och CO₂.

Kolmonoxid (II) CO (kolmonoxid) är en färglös, luktfri gas, dåligt löslig i vatten. Denna förening är ett starkt reduktionsmedel. Det brinner i luft med stor mängd värme, så att CO är ett bra gasformigt bränsle.

Kolmonoxid (II) reducerar många metaller från sina oxider:

Kolmonoxid (II) är en icke-saltbildande oxid, den reagerar inte med vatten och alkalier.

Kolmonoxid (IV) CO₂ (koldioxid) är en färglös, luktfri, icke brännbar gas, dåligt löslig i vatten. I teknik erhålls vanligtvis genom termisk sönderdelning av CaCO₃, och i laboratoriepraxis - åtgärder på CaCO₃ saltsyra:

Kolmonoxid (IV) är en sur oxid. Dess karakteristiska kemiska egenskaper är:

Kolmonoxid (IV) motsvarar mycket svag dibasisk kolsyra H₂CO₃, som inte existerar i sin rena form. Det bildar två rader salter: mediumkarbonater, till exempel kalciumkarbonat CaCO₃, och sura bikarbonater, såsom Ca (HCO₃)₂ - kalciumbikarbonat

Karbonater omvandlas till bikarbonater under effekten av ett överskott av koldioxid i vattenmiljön:

Kalciumvätekarbonat omvandlas till karbonat under verkan av kalciumhydroxid:

Bikarbonater och karbonater sönderdelas vid upphettning:

kisel

Det kemiska elementet kisel är i den tredje perioden IVA-gruppen i det periodiska systemet D.I. Mendeleev. Den elektroniska formeln är 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, de mest karakteristiska oxidationstillstånden är -4, +4.

Silikon erhålls genom att reducera dess oxid med magnesium eller kol i elektriska ugnar och hög renhets kisel genom att reducera SiCl.₄ zink eller väte, till exempel:

Silikon kan existera i kristallin eller amorf form. Under normala förhållanden är kisel ganska stabil, och amorf kisel är mer reaktivt än kristallint. För kisel är det stabila oxidationstillståndet +4.

Silikonreaktioner:

Silikon reagerar inte med syror (utom HF), passiveras av syreoxiderande ämnen, men det är väl lösligt i en blandning av fluor- och salpetersyror, som kan beskrivas med ekvationen:

Silikonoxid (IV), SiO₂ (kiseldioxid), som i huvudsak finns i form av kvartsmineral. Kemiskt ganska stabil, uppvisar egenskaperna av syraoxid.

Egenskaper hos kiseloxid (IV):

Silikon bildar syror med varierande SiO-innehåll.₂ och H₂O. Föreningskomposition H₂SiO₃ i sin rena form är inte vald, men för enkelhet kan den skrivas i reaktionsekvationerna:

Utbildningsuppgifter

1. Vätgas under lämpliga förhållanden reagerar med var och en av de två ämnena:

1) syre och järn
2) grå och krom
3) kolmonoxid (II) och saltsyra
4) kväve och natrium

2. Är följande uttalanden om väte korrekt?

A. Väteperoxid kan erhållas genom bränning av väte i ett överskott av syre.
B. Reaktionen mellan väte och svavel går utan katalysator.