I de fleste reaktioner virker Si som et reduktionsmiddel:

Vigtigste Korn

I de fleste reaktioner virker Si som et reduktionsmiddel:

Ved lave temperaturer er silicium kemisk inert; ved opvarmning øges reaktiviteten dramatisk.

1. Det interagerer med ilt ved T over 400 ° С:

Si + O₂ = SiO₂ siliciumoxid

2. Det reagerer med fluor allerede ved stuetemperatur:

Si + 2F₂ = SiF₄ flint tetrafluorid

3. Med de resterende halogener fortsætter reaktionerne ved en temperatur på = 300-500 ° С

4. Med svovldamp ved 600 ° C dannes et disulfid:

5. Reaktionen med nitrogen forekommer over 1000 ° C:

6. Ved temperatur = 1150 ° C reagerer med kulstof:

SiO₂ + 3С = Siї 2СО

Ved hårdhed er carborundum tæt på diamant.

7. Silikone reagerer ikke direkte med hydrogen.

8. Silicon er modstandsdygtig over for syrer. Interagerer kun med en blanding af salpetersyre og flussyre (flussyre) syrer:

9. Reagerer med alkaliopløsninger til dannelse af silicater og frigivelse af hydrogen:

10. Silikons reducerende egenskaber anvendes til at adskille metaller fra deres oxider:

2MgO = Si = 2Mg + SiO₂

I reaktioner med Si-metaller er oxidanten:

Silicium danner silicider med s-metaller og de fleste d-metaller.

Sammensætningen af silicider af dette metal kan være forskellig. (For eksempel FeSi og FeSi₂; Ni₂Si og NiSi₂.) Et af de mest kendte silicider er magnesiumsilicid, som kan opnås ved direkte interaktion af enkle stoffer:

Silan (monosilan) SiH₄

Silaner (siliciumhydrider) Si_nH_{2n + 2}, (jf. alkaner), hvor n = 1-8. Silaner er analoger af alkaner, afviger fra dem ved ustabiliteten af kæderne-Si-Si.

SiH monosilan₄ - farveløs gas med en ubehagelig lugt; opløst i ethanol, benzin.

1. Nedbrydning af magnesiumsilicid med saltsyre: Mg₂Si + 4HCI = 2MgCl₂ + SiH₄

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

Silan er et stærkt reduktionsmiddel.

1.SiH₄ det oxideres ved ilt selv ved meget lave temperaturer:

2. SiH₄ let hydrolyseret, især i alkalisk medium:

Siliciumoxid (IV) (silica) SiO₂

Silika findes i form af forskellige former: krystallinsk, amorf og glasagtig. Den mest almindelige krystallinske form er kvarts. Ved ødelæggelsen af kvarts klipper dannes kvartsand. Kvarts enkeltkrystaller er transparente, farveløse (stenkrystal) eller farvet med urenheder i forskellige farver (ametyst, agat, jaspis, etc.).

Amorf SiO₂ forekommer i form af opalmineral: silicagel er kunstigt sammensat af SiO-kolloide partikler₂ og være en meget god adsorbent. Glasagtigt SiO₂ kendt som kvartsglas.

Fysiske egenskaber

I SiO-vand₂ opløses meget lidt, i organiske opløsningsmidler også praktisk talt ikke opløse. Silica er en dielektrisk.

Kemiske egenskaber

1. SiO₂ - syreoxid, derfor opløses amorft silica langsomt i vandige opløsninger af alkali:

2. SiO₂ Interagerer også ved opvarmning med basiske oxider:

3. At være ikke-flygtige oxid, SiO₂ fordømmer carbondioxid fra Na₂CO₃ (under fusion):

4. Kisel reagerer med flussyre for at danne flussyre H₂SiF₆:

5. Ved 250 - 400 ° С SiO₂ interagerer med gasformigt HF og F₂, dannelse af tetrafluorosilan (siliciumtetrafluorid):

Silicinsyre

- orthosilsyre H₄SiO₄;

- metasilicic (silicic) acid H₂SiO₃;

- di- og polysilinsyrer.

Alle kiselsyrer er letopløselige i vand, der danner nemt kolloide opløsninger.

Måder at opnå

1. Deponering af syrer fra alkalimetalsilicatopløsninger:

2. Hydrolyse af chlorosilaner: SiCl₄ + 4H₂O = H₄SiO₄ + 4HCl

Kemiske egenskaber

Silicinsyrer er meget svage syrer (svagere end kulsyre).

Når de opvarmes, dehydreres de til dannelse af silica som slutproduktet.

Silikater - Kiselsyresalte

Da silicinsyrer er ekstremt svage hydrolyseres deres salte i vandige opløsninger:

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

Af samme grund, når kuldioxid passerer gennem silicatopløsninger, forskydes kiselsyre fra dem:

Denne reaktion kan betragtes som en kvalitativ reaktion på silicationer.

Blandt silicater er kun Na meget opløseligt.₂SiO₃ og K₂SiO₃, som kaldes opløseligt glas, og deres vandige opløsninger er flydende glas.

glas

Almindeligt vinduesglas har en sammensætning af Na₂O • CaO • 6SiO₂, det vil sige, det er en blanding af natrium- og calciumsilicater. Det fremstilles ved fusion af soda Na₂CO₃, kalksten SASO₃ og sand sio₂;

cement

Pulverbindemiddel, der, når det interagerer med vand, danner en plastmasse, der bliver til en solid rocklignende krop over tid; hovedbygningsmateriale.

Den kemiske sammensætning af den mest almindelige Portlandcement (i masse%) er 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

For det første reagerer silicium med natriumhydroxid, men i en meget vigtig tilstand: hvis natriumhydroxid er fuldt koncentreret! Reaktioner:

Der er en anden reaktion, selvom natriumhydroxid er fortyndet! Under betingelser: Opvarmning. Vand deltager i reaktionen:

For det andet: silicium reagerer aldrig med fortyndet svovlsyre! Da svovlsyre (dek.) I dette tilfælde ikke er et oxidationsmiddel, er kun kemisk aktive nonmetals i stand til at interagere, det kan være halogener.

Tredje: Ja! Og her er svovlsyre (konc.) En anstændig oxidator! Og det vil oxidere silicium til en maksimal oxidationstilstand på +4, mens silicium vil fungere som et reduktionsmiddel og genoprette svovl til +4. Reaktioner:

-------------------------------------------------------------------------------------------------
Eventuelle spørgsmål? Spørg! Jeg hjælpe? et klik-tak! Tak!
"Hvis en person ved, hvad han vil, betyder det, at han enten kender meget eller vil have lidt."

http://znanija.com/task/428966

SiO2 + H2SO4 =? reaktionsligning

Skriv ligningens reaktion mellem siliciumdioxid og svovlsyre (Si02 + H2SO4 = a). Er det endda muligt at interagere mellem disse stoffer? Giv en kort beskrivelse af oxidet af silicium (IV): Angiv dets grundlæggende fysiske og kemiske egenskaber såvel som produktionsmetoder.

Krystallinsk siliciumdioxid findes hovedsageligt i form af et kvartsmineral. Transparente, farveløse kvartskrystaller, der har form af sekskantede prismer med sekskantede pyramider i enderne, kaldes rockkrystal. Rock krystal farvet med urenheder i lilla kaldes ametyst, og i brunlig hedder det røgfyldt topaz.
Krystallinsk siliciumdioxid er meget fast, uopløseligt i vand og smelter rundt og omdanner til en farveløs væske. Ved afkøling af denne væske opnås der en transparent glasagtig masse af amorft siliciumdioxid, der ligner glas.
Siliciumdioxid er et syreoxid og reagerer derfor ikke med syrer, dvs. skriv reaktionsligningen for skemaet [SiO2 + H2SO4 = a] umuligt. Det svarer til svage, letopløselige kiselsyrer i vand. De kan repræsenteres med den generelle formel.
Reagerer ikke med syrer (undtagen flussyre), ammoniakhydrat; fra halogener reagerer kun med fluor. Det udviser sure egenskaber, reagerer med alkalier i opløsning og under fusion. Det er let fluoreret og chloreret, udvundet af carbon og typiske metaller. Interagerer ikke med ilt. Det er udbredt i naturen i form af kvarts (det har mange sorter farvet med urenheder).

Kiselsyresaltene - silicater - er for det meste uopløselige i vand; Kun natrium- og kaliumsilicater er opløselige. De opnås ved at smelte siliciumdioxid med kaustisk alkali- eller kalium- og natriumcarbonater, for eksempel:

Venligst registrer eller log ind for at tilføje et svar.

Kopiering af materiale fra webstedet er kun mulig med tilladelse.
administration af portalen og tilstedeværelsen af et aktivt link til kilden.

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

Kemiske egenskaber af silicium

Indholdet

Generel varebeskrivelse
Reaktioner med ikke-metaller
Interaktion med metaller
Reaktioner med komplekse stoffer
Hvad har vi lært?
Resultatrapport

bonus

Test på emnet

Generel varebeskrivelse

Silicon er placeret i den fjerde gruppe og den tredje periode af det periodiske bord. Kernen af siliciumatomet har en positiv ladning på +14. Omkring kernen bevæger 14 negativt ladede elektroner.

Et atom kan gå ind i den ophidsede tilstand på grund af den frie d-sublevel. Derfor udviser elementet to positive oxidationstilstande (+2 og +4) og en negativ (-4). Elektronisk konfiguration - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2.

Fig. 1. Strukturen af siliciumatomet.

Silicon er en skrøbelig halvleder med højbord og kogende temperaturer. Relativt let ikke-metal: densiteten er 2,33 g / cm3.

Ren silicium findes ikke. En del af sandet, kvarts, agat, ametyst og andre klipper.

Reaktioner med ikke-metaller

Ved interaktion med ikke-metaller udviser silicium reducerende egenskaber - det giver elektroner. Reaktioner er kun mulige med stærk opvarmning. Under normale forhold reagerer silicium kun med fluor. Reaktioner med basale ikke-metaller er angivet i tabellen.

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

CHEMEGE.RU

Forberedelse til eksamen i kemi og olympiader

Silikonkemi

silicium

Placering i det periodiske system med kemiske elementer

Silicon er placeret i hovedgruppens undergruppe IV (eller i gruppe 14 i den moderne form af PSCE) og i den tredje periode af det periodiske system af kemiske elementer D.I. Mendeleev.

Elektronisk struktur af silicium

Den elektroniske konfiguration af silicium i jordtilstanden:

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

Elektronisk konfiguration af silicium i ophidset tilstand:

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

Silicon-atomet indeholder på det eksterne energiniveau 2 upparerede elektroner og et uafbrudt elektronpar i jord energitilstanden og 4 opparrede elektroner i den ophidsede energitilstand.

Oxidationstilstanden af siliciumatomet er fra -4 til +4. Typiske oxidationstilstande er -4, 0, +2, +4.

Fysiske egenskaber, metoder til opnåelse og bevarelse af silicium

Silicon er det næststørste element på jorden efter ilt. Det findes kun i form af forbindelser. SiO silica₂ danner et stort antal naturlige stoffer - rockkrystal, kvarts, silica.

Et simpelt stof silicium - en atomkrystal af mørkegrå farve med en metallisk glans, ret skrøbelig. Smeltepunkt 1415 ° C, massefylde 2,33 g / cm3. Semiconductor.

Kvalitative reaktioner

Højkvalitetsreaktion på silicationer SiO₃ 2- interaktion mellem silicatsalte og stærke syrer. Silicinsyre er svag. Det frigives let fra opløsninger af kiselsyre salte under påvirkning af stærkere syrer på dem.

Hvis en stærkt fortyndet saltsyreopløsning f.eks. Tilsættes til en natriumsilicatopløsning, vil kiselsyre ikke frigives som bundfald, men som en gel. Løsningen vil vokse overskyet og "hærde".

na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2 NaCl

Video oplevelse af natriumsilicat interaktion med saltsyre (produktion af kiselsyre) kan ses her.

Siliciumforbindelser

De vigtigste oxidationstilstande af silicium er +4, 0 og -4.

http://chemege.ru/silicium/

Siliciumoxid (IV)

I naturen:

SiO₂ - kvarts, rockkrystal, ametyst, agat, jaspis, opal, silica (hoveddelen af sandet)
Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - kaolinit (hoveddelen af leret)
K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - orthoclase (feldspar)

Fysiske egenskaber
Fast, ildfast stof, t ° p = 1728 ° C, t ° kip. = 2590 ° C, atomskrystalgitter.

Kemiske egenskaber af siliciumoxid

SiO₂ - syreoxid svarer det til silicinsyre H₂SiO₃
1) Under fusion interagerer den med basiske oxider, alkalier såvel som med carbonater af alkali- og jordalkalimetaller med dannelse af salte, silicater:

2) Reagerer ikke med vand

3) Med flussyre (hexafluorsilicinsyre):
SiO₂ + 4HF → SiF₄+ 2H₂O
SiO₂ + 6HF → H₂[SiF₆] + 2H₂O
(reaktioner ligger til grund for glasetsningsprocessen)

Oxiderende reduktionsreaktioner

Interaktion med metaller

Ved temperaturer over 1000 ° C reagerer den med aktive metaller,
dette producerer silicium:

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

Silicium (Si)

Siliciumforbindelser:

I sin rene form blev silicium først isoleret i 1811 (French J. -L. Gay-Lussac og L.J. Tenard). Rent elementært silicium blev opnået i 1825 (svenske J. Y. Berzelius). Navnet "silicium" (oversat fra oldgræsk som "bjerg") blev givet det kemiske element i 1834 (af den russiske kemiker G. I. Hess).

Silicium er det mest almindelige (efter ilt) kemiske element på jorden (indholdet i jordskorpen er 28-29 vægtprocent). I naturen er silicium oftest til stede i form af silica (sand, kvarts, flint, feldspar) såvel som i silicater og aluminosilicater. I sin rene form er silicium yderst sjældent. Mange naturlige silikater i deres rene form er ædelsten: smaragd, topaz, akvamarin - det er alt silicium. Rent krystallinsk silica (IV) findes i form af rockkrystal og kvarts. Siliciumoxid, hvor der er forskellige urenheder, danner ædle og halvædelstener - ametyst, agat, jaspis.

Fig. Stoffet af siliciumatomet.

Elektronkonfigurationen af silicium er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (se Atoms elektroniske struktur). På det yderste energiniveau har silicon 4 elektroner: 2 parret ved 3s-underlevel + 2 unpaired ved p-orbitaler. Når siliciumatomet overgår til den ophidsede tilstand, forlader en elektron fra s-sublevelet sit par og passerer til p-underlaget, hvor der er en fri omgang. Således i den ophidsede tilstand tager elektronkonfigurationen af siliciumatomet følgende form: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.

Fig. Overgangen af siliciumatomet til den ophidsede tilstand.

Således kan silicium i forbindelser udvise valens 4 (oftest) eller 2 (se Valency). Silikone (såvel som kulstof), der reagerer med andre elementer, danner kemiske bindinger, hvor det både kan opgive sine elektroner og acceptere dem, men samtidig er evnen til at acceptere elektroner fra siliciumatomer mindre udtalt end det fra carbonatomer på grund af større siliciumatom.

Graden af oxidation af silicium:

-4: SiH₄ (silan) Ca₂Si, Mg₂Si (metalsilicater);
+4 - den mest stabile: SiO₂ (siliciumoxid), H₂SiO₃ (kiselsyre), silicater og siliciumhalogenider;
0: Si (simpelt stof)

Silicon som et simpelt stof

Silicium er et mørkegrå krystallinsk stof med en metallisk glans. Krystallinsk silicium er en halvleder.

Silicium danner kun en allotrop modifikation, der ligner diamant, men ikke så stærk, fordi Si-Si-bindinger ikke er så stærke som i et diamantcarbonmolekyle (Se Diamond).

Amorft silicium er et brunt pulver med et smeltepunkt på 1420 ° C.

Krystallinsk silicium opnås fra amorf ved omkrystallisation. I modsætning til amorft silicium, som er et forholdsvis aktivt kemikalie, er krystallinsk silicium mere inert i forhold til interaktion med andre stoffer.

Strukturen af krystalgitteret af silicium gentager strukturen af diamant, - hvert atom er omgivet af fire andre atomer, der er placeret ved tetrahedronens hjørner. Atomer binder til hinanden med kovalente bindinger, der ikke er så stærke som carbonbindinger i diamant. Af denne grund, selv ved n. Nogle kovalente bindinger i krystallinsk silicium ødelægges, hvoraf nogle elektroner frigives, på grund af hvilket silicium har ringe elektrisk ledningsevne. Når siliciumet opvarmes, i lyset eller ved tilsætning af nogle urenheder, øges antallet af kovalente bindinger, der brydes ned, hvilket resulterer i, at antallet af frie elektroner stiger, og følgelig øges den elektriske ledningsevne af silicium også.

Kemiske egenskaber af silicium

Silikone kan som kulstof være både et reduktionsmiddel og et oxidationsmiddel, afhængigt af det stof, med hvilket det reagerer.

Når n. Silicon interagerer kun med fluor, hvilket forklares af et tilstrækkeligt stærkt siliciumkrystalgitter.

Silicium reagerer med chlor og brom ved temperaturer over 400 ° C.

Silicon interagerer kun med kulstof og nitrogen ved meget høje temperaturer.

Ved reaktioner med ikke-metaller virker silicium som et reduktionsmiddel:
- Under normale forhold af ikke-metaller reagerer silicium kun med fluor, der danner et siliciumhalogenid:
  Si + 2F₂ = SiF₄
- ved høje temperaturer reagerer silicium med chlor (400 ° C), oxygen (600 ° C), nitrogen (1000 ° C), kulstof (2000 ° C):
  - Si + 2CI₂ = SiCl₄ - siliciumhalogenid;
  - Si + O₂ = SiO₂ - siliciumoxid;
  - 3Si + 2N₂ = Si₃N₄ - siliciumnitrid;
  - Si + C = SiC - Carborundum (siliciumcarbid)
Ved reaktioner med metaller er silicium et oxidationsmiddel (salicider dannes:
Si + 2Mg = Mg₂Si
I reaktioner med koncentrerede alkali-opløsninger reagerer silicium med hydrogenudvikling, der danner opløselige salte af silicinsyre kaldet silicater:
Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂↑
Silikone reagerer ikke med syrer (undtagen HF).

Forberedelse og brug af silicium

Modtagelse af silicium:

i laboratoriet - fra silica (aluminiumterapi):
3SiO₂ + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃
i industrien ved at reducere siliciumoxid med koks (teknisk rent silicium) ved høj temperatur:
SiO₂ + 2C = Si + 2CO
Det reneste silicium opnås ved at reducere siliciumtetrachlorid med hydrogen (zink) ved en høj temperatur:
SiCl₄+2H₂ = Si + 4HCl

Silicium ansøgning:

Fremstilling af halvlederradioelementer;
som metallurgiske additiver til produktion af varmebestandige og syrefaste forbindelser;
i produktion af solceller til solceller;
som AC ensretter.

Hvis du kan lide hjemmesiden, vil vi være taknemmelige for dens popularisering :) Fortæl dine venner om os på forumet, i bloggen, i samfundet. Dette er vores knap:

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

Silicium plus svovl

Under normale forhold er silicium ret inert, hvilket forklares af styrken af dets krystalgitter, det virker kun direkte sammen med fluor og viser samtidig reducerende egenskaber:

Det reagerer med chlor ved opvarmning til 400-600 ° C:

Interaktion med ilt

Det knuste silicium reagerer med oxygen ved opvarmning til 400-600 ° C:

Interaktion med andre ikke-metaller

Ved meget høje temperaturer omkring 2000 ° C reagerer det med carbon:

Ved 1000 ° C reagerer den med nitrogen:

Interagerer ikke med hydrogen.

Interaktion med hydrogenhalogenider

Det reagerer med hydrogenfluorid under normale forhold:

med hydrogenchlorid - ved 300 ° C, med hydrogenbromid - ved 500 ° C.

Interaktion med metaller

Oxiderende egenskaber for silicium er mindre karakteristiske, men de manifesterer sig i reaktioner med metaller og danner således silicider:

Interaktion med syrer

Silicium er resistent over for syrer, i et surt miljø, det er dækket af en uopløselig oxidfilm og passiveret. Silicon interagerer kun med en blanding af flussyre og salpetersyrer:

Alkali-interaktion

Det opløses i alkalier, der danner silicat og hydrogen:

modtagelse

Reduktion fra magnesiumoxid eller aluminium:

SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO;

Koksreduktion i elektriske ovne:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO.

I denne proces er silicium ret forurenet med siliciumcarbider.

Det mest rene silicium opnås ved reduktion af siliciumtetrachlorid med hydrogen ved 1200 ° С:

Også rent silicium opnås ved termisk dekomponering af silan:

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

Kemiske egenskaber ved simple ikke-metalholdige stoffer: hydrogen, oxygen, halogener, svovl, nitrogen, fosfor, kulstof, silicium

hydrogen

Det kemiske element hydrogen indtager en særlig position i D.I. periodisk system. Mendeleev. Ifølge antallet af valenselektroner kan evnen til at danne en hydreret H + ion i opløsninger ligne alkalimetaller, og den bør placeres i gruppe I. Ifølge antallet af elektroner, der er nødvendige for at afslutte den ydre elektronskal, skal ioniseringsenergiens værdi, evnen til at udvise en negativ oxidationstilstand, den lille atomradiusvæske placeres i VII-gruppen i det periodiske system. Placeringen af hydrogen i en bestemt gruppe af det periodiske system er således stort set vilkårlig, men i de fleste tilfælde placeres den i VII-gruppen.

Hydrogen elektronisk formel 1s 1. Den eneste valenceelektron er direkte i atomkernens handling. Enkelheden af elektronkonfigurationen af hydrogen betyder ikke, at de kemiske egenskaber af dette element er enkle. Tværtimod er kemi af hydrogen meget forskellig fra kemi af andre elementer. Hydrogen i dets forbindelser er i stand til at vise oxidationstilstand +1 og -1.

Der er et stort antal metoder til fremstilling af hydrogen. I laboratoriet opnås det ved interaktionen af visse metaller med syrer, for eksempel:

Hydrogen kan opnås ved elektrolyse af vandige opløsninger af svovlsyre eller alkali. Når dette sker, er processen med hydrogenudvikling ved katoden og oxygen ved anoden.

I industrien produceres brint hovedsageligt fra naturlige og beslægtede gasser, forgasningsprodukter af brændstof og koksugn.

Enkeltstof hydrogen, H₂, Det er en brandfarlig gas uden farve eller lugt. Kogepunkt -252.8 ° C. Brint er 14,5 gange lettere end luft, let opløseligt i vand.

Hydrogenmolekylet er stabilt, har stor styrke. På grund af den høje dissociation energi, nedbrydning af H molekyler₂ på atomer forekommer kun i mærkbar grad ved temperaturer over 2000 ° C.

Til hydrogen er positive og negative oxidationsgrader mulige; derfor kan hydrogen i kemiske reaktioner udvise både oxiderende og reducerende egenskaber. I tilfælde, hvor hydrogen virker som et oxidationsmiddel, opfører det sig som halogener, der danner hydridlignende hydrider (hydrider kaldes en gruppe kemiske forbindelser af hydrogen med metaller og mindre elektronegative end ham).

Hydrogen er signifikant ringere end halogener i oxidativ aktivitet. Derfor udviser kun hydrider af alkali- og jordalkalimetaller en ionisk karakter. Ioniske såvel som komplekse hydrider er for eksempel stærke reduktionsmidler. De anvendes meget i kemiske synteser.

I de fleste reaktioner opfører hydrogen som et reduktionsmiddel. Under normale forhold virker hydrogen ikke med ilt, men når de antændes, fortsætter reaktionen med en eksplosion:

En blanding af to volumener brint med et volumen oxygen kaldes detonerende gas. Ved styret forbrænding frigøres en stor mængde varme, og temperaturen af brint-iltflammen når 3000 ° C.

Reaktionen med halogener fortsætter afhængigt af halogenets art på forskellige måder:

Med fluor går en sådan reaktion med en eksplosion selv ved lave temperaturer. Med chlor i lyset fortsætter reaktionen med en eksplosion. Med brom er reaktionen meget langsommere, og med jod når ikke slutningen, selv ved høje temperaturer. Mekanismen for disse reaktioner er radikal.

Ved forhøjede temperaturer interagerer hydrogen med elementer i gruppe VI - svovl, selen, tellur, for eksempel:

Reaktionen af hydrogen med nitrogen er meget vigtig. Denne reaktion er reversibel. At flytte ligevægten mod dannelsen af ammoniak ved hjælp af forhøjet tryk. I industrien udføres denne proces ved en temperatur på 450-500 ° C, et tryk på 30 MPa i nærværelse af forskellige katalysatorer:

Hydrogen reducerer mange metaller fra oxider, for eksempel:

Denne reaktion anvendes til fremstilling af nogle rene metaller.

En stor rolle er afspillet af reaktionerne af hydrogenering af organiske forbindelser, som i vid udstrækning anvendes både i laboratoriepraksis og i industriel organisk syntese.

Reduktion af naturlige kilder til kulbrinter, miljøforurening ved brændstofforbrændingsprodukter øger interessen for hydrogen som et miljøvenligt brændstof. Hydrogen vil sandsynligvis spille en vigtig rolle i fremtidens energibranche.

I øjeblikket anvendes brint i industrien til syntese af ammoniak, methanol, hydrogenering af faste og flydende brændstoffer, i organisk syntese til svejsning og skæring af metaller mv.

Vand H₂O, hydrogenoxid, er den vigtigste kemiske forbindelse. Under normale forhold er vand en farveløs væske, lugtfri og smagløs. Vand - det mest almindelige stof på jordens overflade. I den menneskelige krop indeholder 63-68% vand.

Vand er en stabil forbindelse, dets nedbrydning til ilt og hydrogen forekommer kun under virkning af direkte elektrisk strøm eller ved en temperatur på ca. 2000 ° C:

Vand interagerer direkte med metaller, der er i serien af standard elektroniske potentialer op til hydrogen. Afhængig af metalets beskaffenhed kan reaktionsprodukterne være de tilsvarende hydroxider og oxider. Reaktionshastigheden afhænger af metalets beskaffenhed varierer også meget. Således reagerer natrium med vand ved stuetemperatur, reaktionen ledsages af frigivelse af en stor mængde varme; jern reagerer med vand ved en temperatur på 800 ° C.

Vand kan reagere med mange ikke-metaller, så under normale forhold interagerer vand reversibelt med klor:

Ved forhøjede temperaturer interagerer vand med kul til dannelse af en såkaldt syntesegas - en blanding af carbonmonoxid (II) og hydrogen:

Under normale forhold reagerer vand med mange basiske og sure oxider til dannelse af baser og syrer:

Reaktionen går til slutningen, hvis den tilsvarende base eller syre er opløselig i vand.

oxygen

Det kemiske element oxygen er placeret i 2. periode af VIA undergruppen. Dens elektroniske formel er 1s 2 2s 2 2p 4. Et simpelt stof er ilt - en gas uden farve og lugt, det er lidt opløseligt i vand. Stærkt oxidationsmiddel. Dens karakteristiske kemiske egenskaber er:

Reaktioner af simple og komplekse stoffer med ilt ledsages ofte af frigivelse af varme og lys. Sådanne reaktioner kaldes forbrændingsreaktioner.

Oxygen anvendes i vid udstrækning på næsten alle områder af den kemiske industri: til fremstilling af jern og stål, produktion af salpetersyre og svovlsyre. En stor mængde ilt forbruges i termiske energiprocesser.

I de seneste år er problemet med iltlagring i atmosfæren blevet mere akut. Til dato er den eneste kilde, der supplerer atmosfærens iltreserver, den grønne plante vital aktivitet.

halogener

Gruppe VII indeholder fluor, chlor, brom, jod og astatin. Disse elementer kaldes også halogener (i oversættelse - føde til salte).

På det eksterne energiniveau af alle disse elementer er der 7 elektroner (konfigurationer ns 2 np 5), de mest karakteristiske oxidationstilstande er -1, +1, +5 og +7 (undtagen fluor).

Atomer af alle halogener danner simple stoffer i sammensætning Hal₂.

Halogener er typiske ikke-metaller. Under overgangen fra fluor til astatin sker en stigning i atomets radius, de ikke-metalliske egenskaber falder, oxidationsegenskaberne falder, og reduktionsegenskaberne øges.

De fysiske egenskaber af halogener er vist i tabel 8.

Kemisk halogener er meget aktive. Deres reaktivitet falder med stigende sekvensnummer. Nogle af de reaktioner, der er typiske for dem, er angivet nedenfor under anvendelse af chlor som et eksempel:

Hydrogenforbindelser af halogener - hydrogenhalogenider har den generelle formel HHal. Deres vandige opløsninger er syrer, hvis styrke stiger fra HF til HI.

Halogensyrer (med undtagelse af HF) er i stand til at reagere med sådanne stærke oxidationsmidler som KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, CrO₃ og andre med dannelsen af halogener:

Halogener danner en række oxider, for eksempel for chlor, sure oxider af sammensætning Cl er kendte.₂O clo₂, ClO₃, cl₂O₇. Alle disse forbindelser opnås ved indirekte metoder. De er stærke oxidationsmidler og eksplosive stoffer.

Den mest stabile af chloroxider er Cl₂O₇. Kloroxider reagerer let med vand for at danne oxygenholdige syrer: Hypochlor HClO, chlorid HClO₂, chlor HCI₃ og chlor HCI₄, for eksempel:

I industrien opnås brom ved at fortrænge chlor fra bromider og i laboratoriepraksis ved oxidation af bromider:

Enkel substans brom er et stærkt oxidationsmiddel, der let reagerer med mange enkle stoffer, der danner bromider; forskyder jod fra iodider.

Enkelt stof jod, jeg₂, er en sort med en metallisk glans krystaller, som er sublimeret, det vil sige gå i damp, omgå væsken. Jod er letopløseligt i vand, men ret opløseligt i nogle organiske opløsningsmidler (alkohol, benzen, etc.).

Jod er et ret stærkt oxidationsmiddel, der er i stand til at oxidere et antal metaller og nogle ikke-metaller.

Det kemiske element svovl er placeret i 3. periode af VIA undergruppen. Dens elektroniske formel er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Et simpelt stof er svovl - en gul ikke-metal. Findes i to allotrope modifikationer: rhombic og monoklinisk og i amorf form (plast svovl). Viser både oxiderende og reducerende egenskaber. Disproportioneringsreaktioner er mulige. Dens karakteristiske kemiske egenskaber er:

Svovl danner en flygtig hydrogenforbindelse - hydrogensulfid. Dens vandige opløsning er en svag dibasinsyre. Brintsulfid er også karakteriseret ved at reducere egenskaber:

Svovl danner to sure oxider: svovl (IV) oxid SO₂ og svovloxid (VI) SO₃. Den første svarer til en svag svovlsyre H, der kun findes i opløsning.₂SO₃; den anden er stærk dibasisk svovlsyre H₂SO₄. Koncentreret svovlsyre udviser stærke oxidationsegenskaber. Nedenfor er typiske reaktioner for disse forbindelser:

Svovlsyre produceres i store mængder i industrien. Alle industrielle metoder til fremstilling af svovlsyre er baseret på den oprindelige produktion af svovloxid (IV), dets oxidation til svovloxid (VI) og interaktionen af sidstnævnte med vand.

Det kemiske element nitrogen er i 2. periode, gruppe V, den vigtigste undergruppe af DI periodiske system. Mendeleev. Dens elektroniske formel er 1s 2 2s 2 2p 3. I sine forbindelser udviser nitrogen oxidationstilstande -3, -2, + 1, +2, +3, +4, +5.

Enkeltstofkvælstof er en farveløs, lugtfri gas, der er dårligt opløselige i vand. Typisk ikke-metal. Under normale forhold, kemisk lidt aktiv. Når opvarmning går ind i redox reaktioner.

Kvælstof danner oxider af sammensætning N₂O, NEJ, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅. I dette tilfælde, N₂O, NO, er ikke-saltdannende oxider, som er karakteriseret ved redox-reaktioner; N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅ - Saltdannende syreoxider, som også er karakteristiske for redoxreaktioner, herunder disproportioneringsreaktioner.

Kemiske egenskaber af nitrogenoxider:

Nitrogen danner en flygtig hydrogenforbindelse af NH₃, ammoniak. Under normale forhold er det en farveløs gas med en karakteristisk stærk lugt; kogepunkt -33,7 ° C, smeltepunkt -77,8 ° C. Ammoniak er meget opløseligt i vand (700 volumener NH₃ 1 volumen vand ved 20 ° C) og et antal organiske opløsningsmidler (alkohol, acetone, chloroform, benzen).

Kemiske egenskaber af ammoniak:

Kvælstof danner nitrous syre HNO₂ (i fri form er det kun kendt i en gasfase eller opløsninger). Dette er en svag syre, dets salte kaldes nitritter.

Derudover danner nitrogen en meget stærk salpetersyre HNO₃. Et særligt træk ved salpetersyre er, at dets oxidationsreduktionsreaktioner med metaller ikke udsender hydrogen, men danner forskellige nitrogen- eller ammoniumsalte, for eksempel:

I reaktioner med ikke-metaller opfører koncentreret salpetersyre som et stærkt oxidationsmiddel:

Salpetersyre kan også oxidere sulfider, iodider osv.:

Vi understreger igen. Skriv ligningerne af redoxreaktioner, der involverer HNO₃ normalt betinget. Som regel angiver de kun produktet, som er dannet i større mængder. I nogle af disse reaktioner blev hydrogen påvist som et reduktionsprodukt (reaktion af fortyndet HNO₃ med Mg og Mn).

Salpetersyre kaldes nitrater. Alle nitrater er velopløselige i vand. Nitrater er termisk ustabile og kan let nedbrydes ved opvarmning.

Særlige tilfælde af nedbrydning af ammoniumnitrat:

Generelle mønstre for termisk nedbrydning af nitrater:

phosphor

Det kemiske element fosfor er placeret i den tredje periode, V-gruppe, den vigtigste undergruppe af det periodiske system D.I. Mendeleev. Dens elektroniske formel er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Enkeltstoffosfor findes i form af flere allotrope modifikationer (allotropisk sammensætning). Hvidt fosfor P₄, ved stuetemperatur, blød, smelter, koger uden nedbrydning. Rød fosfor P_n, består af polymermolekyler af forskellig længde. Når opvarmet sublimater. Sort fosfor består af kontinuerlige kæder_n, har en lagdelt struktur i udseende svarende til grafit. Den mest reaktive er hvidt fosfor.

I industrien opnås fosfor ved kalcering af calciumphosphat med kul og sand ved 1500 ° C:

I reaktionerne nedenfor indføres eventuelle modifikationer af fosfor, medmindre andet er angivet:

Fosfor danner en flygtig hydrogenforbindelse - phosphin, PH₃. Denne gasformige forbindelse med en ekstremt ubehagelig skarp lugt. Dets salte, i modsætning til ammoniak salte, eksisterer kun ved lave temperaturer. Phosphin går let ind i redox reaktioner:

Fosfor danner to sure oxider: P₂O₃ og P₂O₅. Sidstnævnte svarer til phosphorisk (orthophosphoric) syre H₃PO₄. Dette er en moderat styrke tribasinsyre, der danner tre rækker af salte: medium (fosfater) og sure (hydro- og dihydrophosphater). Nedenfor er ligningerne af kemiske reaktioner karakteristiske for disse forbindelser:

carbon

Det kemiske element carbon er placeret i 2. periode, den vigtigste undergruppe af den fjerde gruppe i det periodiske system D.I. Mendeleev, hans elektroniske formel er 1s 2 2s 2 2p 2, de mest karakteristiske oxidationstilstande er -4, +2, +4.

For carbon er kendte stabile allotropiske modifikationer (grafit, diamant, allotropi af en struktur) kendt i form af hvilken den findes i naturen såvel som carbin og fullerener opnået ved laboratoriemetoder.

Diamant er et krystallinsk stof med et kubisk gitter med atomkoordinering. Hvert carbonatom i en diamant er i en tilstand af sp3-hybridisering og danner ækvivalente stærke bindinger med fire tilstødende carbonatomer. Dette fører til exceptionel diamanthårdhed og fravær af ledningsevne under normale forhold.

I grafit er carbonatomer i en tilstand af sp2-hybridisering. Kulstofatomerne kombineres til uendelige lag af seksledede ringe, stabiliseret af en co-binding, delokaliseret i hele laget. Dette forklarer den metalliske glans og elektrisk ledningsevne af grafit. Carbonlag kombineres i et krystalgitter, der hovedsagelig skyldes intermolekylære kræfter. Styrken af kemiske bindinger i makromolekylplanet er meget større end mellem lagene, så grafit er ret blødt, let stratificeret og kemisk noget mere aktiv end diamant.

Sammensætningen af kul, sod og cola indeholder meget små grafitkrystaller med en meget stor overflade, der kaldes amorft carbon.

I Carbine er carbonatomet i sp-hybridiseringstilstanden. Dens krystal gitter er bygget af lige kæder af to typer:

Carbin er et sort pulver med en densitet på 1,9-2,0 g / cm3, er en halvleder.

Allotrope carbon modifikationer kan transformere til hinanden under visse betingelser. Så, når den opvarmes uden luftadgang ved en temperatur på 1750 ° C, bliver diamanten til grafit.

Under normale forhold er kulstof meget inert, men ved høje temperaturer reagerer det med forskellige stoffer, den mest reaktive form er amorf carbon, grafit er mindre aktiv, og den mest inerte er diamant.

Carbon Reactions:

Carbon er resistent over for syrer og alkalier. Kun varme koncentreret salpetersyre og svovlsyrer kan oxideres til kuldioxid (IV):

Carbon genvinder mange metaller fra deres oxider. På samme tid dannes enten rene metaller (oxider af jern, cadmium, kobber, bly) eller tilsvarende carbider (calciumoxid, vanadium, tantal), for eksempel:

Kulstof danner to oxider: CO og CO₂.

Kulmonoxid (II) CO (carbonmonoxid) er en farveløs, lugtfri gas, dårligt opløselig i vand. Denne forbindelse er et stærkt reduktionsmiddel. Det brænder i luft med en stor mængde varme, så CO er et godt gasformigt brændstof.

Kulmonoxid (II) reducerer mange metaller fra deres oxider:

Kulmonoxid (II) er et ikke-saltdannende oxid, det reagerer ikke med vand og alkalier.

Kulmonoxid (IV) CO₂ (kuldioxid) er en farveløs, lugtfri, ikke-brændbar gas, dårligt opløselige i vand. I teknologi opnås det sædvanligvis ved termisk dekomponering af CaCO₃, og i laboratoriepraksis - handling på CaCO₃ saltsyre:

Kulmonoxid (IV) er et surt oxid. Dens karakteristiske kemiske egenskaber er:

Kulmonoxid (IV) svarer til meget svag dibasisk kulsyre H₂CO₃, som ikke findes i sin rene form. Det danner to rækker salte: mediumcarbonater, for eksempel calciumcarbonat CaCO₃, og sure bicarbonater, såsom Ca (HCO₃)₂ - calciumbicarbonat

Carbonater omdannes til bicarbonater under virkning af et overskud af kuldioxid i vandmiljøet:

Calciumbicarbonat omdannes til carbonat under virkningen af calciumhydroxid:

Bicarbonater og carbonater nedbrydes ved opvarmning:

silicium

Det kemiske element silicium er i den tredje periode IVA gruppe i det periodiske system D.I. Mendeleev. Den elektroniske formel er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, de mest karakteristiske oxidationstilstande er -4, +4.

Silicium opnås ved at reducere dets oxid med magnesium eller carbon i elektriske ovne og silicium med høj renhed ved at reducere SiCl.₄ zink eller hydrogen, for eksempel:

Silicium kan eksistere i krystallinsk eller amorf form. Under normale forhold er silicium ret stabilt, og amorf silicium er mere reaktivt end krystallinsk. For silicium er den mest stabile oxidationstilstand +4.

Silikoneaktioner:

Silikone reagerer ikke med syrer (undtagen HF), det passiveres af syreoxiderende stoffer, men det er velopløseligt i en blanding af fluor- og salpetersyrer, som kan beskrives ved ligningen:

Siliciumoxid (IV), SiO₂ (silica), der findes i naturen hovedsagelig i form af et kvartsmineral. Kemisk ret stabil, udviser egenskaberne af syreoxid.

Egenskaber af siliciumoxid (IV):

Silicium danner syrer med varierende SiO-indhold.₂ og H₂O. Forbindelsessammensætning H₂SiO₃ i sin rene form er ikke valgt, men for enkelhed kan den skrives i reaktionsligningerne:

Uddannelsesopgaver

1. Hydrogen under passende forhold reagerer med hver af de to stoffer:

1) ilt og jern
2) grå og krom
3) carbonmonoxid (II) og saltsyre
4) nitrogen og natrium

2. Er følgende udsagn om hydrogen korrekt?

A. Hydrogenperoxid kan opnås ved at afbrænde hydrogen i et overskud af oxygen.
B. Reaktionen mellem hydrogen og svovl går uden katalysator.