A legtöbb reakcióban a Si redukálószerként működik:

Legfontosabb Gabonafélék

A legtöbb reakcióban a Si redukálószerként működik:

Alacsony hőmérsékleten a szilícium kémiailag inert, a melegítés során a reaktivitás drasztikusan nő.

1. 400 ° C-on T-nél kölcsönhatásba lép az oxigénnel:

Si + O₂ = SiO₂ szilícium-oxid

2. Már szobahőmérsékleten is reagál a fluorral:

Si + 2F₂ = SiF₄ flint tetrafluorid

3. A fennmaradó halogénekkel a reakciók hőmérséklete 300 - 500 ° C

4. 600 ° C-on kéngőzzel diszulfidot képez:

5. A nitrogénnel való reakció 1000 ° C felett van:

6. Hőmérséklet = 1150 ° С reagál szénnel:

SiO₂ + 3С = SiС + 2СО

A keménység szerint a karborundum közel van a gyémánthoz.

7. A szilícium nem reagál közvetlenül a hidrogénnel.

8. A szilikon savakkal szemben ellenálló. Csak nitrogén- és hidrogén-fluorid (hidrogén-fluorid) savak keverékével kölcsönhatásba lép:

9. reakcióba lép az alkáli oldatokkal szilikátok képződéséhez és a hidrogén felszabadulásához:

10. A szilícium redukáló tulajdonságait a fémek elválasztására használják:

2MO = Si = 2Mg + SiO₂

Si fémekkel való reakcióban az oxidálószer:

A szilícium szilícium-oxidokat képez s-fémekkel és a legtöbb d-fémvel.

Ennek a fémnek a szilicidjeinek összetétele eltérő lehet. (Például FeSi és FeSi₂; Ni₂Si és NiSi₂.) Az egyik legismertebb szilícium-oxid a magnézium-szilicid, amelyet egyszerű anyagok közvetlen kölcsönhatásával lehet előállítani:

Szilán (monoszilán) SiH₄

Szilánok (szilícium-hidridek) Si_nH_{2n + 2}, (vö. alkánok), ahol n = 1-8. A szilánok alkánok analógjai, amelyek különböznek tőlük a Si-Si- láncok instabilitása miatt.

SiH-monoszilán₄ - színtelen gáz, kellemetlen szaggal; etanolban oldva, benzin.

1. A magnézium-szilicid bomlása sósavval: Mg₂Si + 4HCI = 2MCI₂ + SiH₄

2. A Si-halogenidek lítium-alumínium-hidriddel: SiCl redukciójával₄ + LiAIH₄ = SiH₄↑ + LiCl + AlCl₃

A szilán erős redukálószer.

1.SiH₄ oxigén oxidálja még nagyon alacsony hőmérsékleten is:

2. SiH₄ könnyen hidrolizálható, különösen lúgos közegben:

(IV) szilícium-oxid (szilícium-dioxid) SiO₂

A szilícium különféle formákban van: kristályos, amorf és üveges. A leggyakoribb kristályforma a kvarc. Kvarc sziklák megsemmisítésével kvarchomok keletkeznek. A kvarc egykristályok átlátszóak, színtelenek (sziklakristályok), vagy különböző színű szennyeződésekkel színezettek (ametiszt, agát, jáspis stb.).

Amorf SiO₂ az opál ásványi anyag formájában fordul elő: a szilikagél mesterségesen SiO kolloid részecskékből áll₂ és nagyon jó adszorbens. Üveges SiO₂ kvarcüvegként ismert.

Fizikai tulajdonságok

SiO vízben₂ kismértékben oldódik, szerves oldószerekben is gyakorlatilag nem oldódik. A szilícium-dioxid dielektromos.

Kémiai tulajdonságok

1. SiO₂ - ezért az amorf szilícium-dioxid lassan oldódik a lúg vizes oldatában:

2. SiO₂ a bázikus oxidokkal melegítve is:

3. Nem illékony oxid, SiO₂ a szén-dioxidot Na-ból kiszorítja₂CO₃ (fúzió alatt):

4. A szilícium-dioxid hidrogén-fluoriddal H-fluoridot képez₂SiF₆:

5. 250 - 400 ° C SiO-nál₂ kölcsönhatásba lép a gáz halmazállapotú HF és F₂, tetrafluor-szilán (szilícium-tetrafluorid) képződése:

Szilíciumsav

- ortoszilinsav H₄SiO₄;

- metaszilinsav (szilícium) sav₂SiO₃;

- di- és poliszilinsavak.

Valamennyi szilíciumsav kevéssé oldódik vízben, könnyen kolloid oldatokat képez.

A megszerzés módjai

1. Savak lerakódása alkálifém-szilikát oldatokból:

2. A klór-szilánok hidrolízise: SiCl₄ + 4H₂O = H₄SiO₄ + 4HCl

Kémiai tulajdonságok

A kovasavak nagyon gyenge savak (gyengébbek, mint a szénsav).

Fűtés közben dehidratálják, hogy végtermékként szilícium-dioxidot képezzenek.

Szilikátok - kovasav sók

Mivel a kovasavak rendkívül gyengék, a vizes oldatok sói erősen hidrolizálódnak:

SiO₃ 2- + H₂O = HSiO₃ - + OH - (lúgos közeg)

Ugyanezen oknál fogva, ha a szén-dioxidot szilikátoldatokon vezetik át, a szilícium-savat kiszorítják tőlük:

Ez a reakció a szilikátionok minőségi reakciójának tekinthető.

A szilikátok közül csak a Na oldható.₂SiO₃ és K₂SiO₃, oldható üvegnek nevezik, és vizes oldata folyékony üveg.

üveg

A rendes ablaküveg Na Na összetételű₂O • CaO • 6SiO₂, azaz nátrium- és kalcium-szilikátok keveréke. A szóda Na-fuzionálásával állítható elő₂CO₃, mészkő SASO₃ és homokszió₂;

cement

Por kötőanyag, amely vízzel való interakció során olyan műanyag tömeget képez, amely idővel szilárd sziklaszerű testré alakul; fő építőanyag.

A leggyakoribb portlandcement (tömeg% -ban) kémiai összetétele 20–23% SiO₂; 62 - 76% CaO; 4-7% Al₂O₃; 2-5% Fe₂O₃; 1-5% MgO.

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

A válasz

PlatinumBone

Először is, a szilícium reagál nátrium-hidroxiddal, de nagyon fontos állapotban: ha a nátrium-hidroxid teljesen koncentrált! reakciók:

Van még egy reakció, még akkor is, ha a nátrium-hidroxidot hígítjuk! Feltételek mellett: Fűtés. A víz részt vesz a reakcióban:

Másodszor: a szilícium soha nem reagál híg kénsavval! Mivel ebben az esetben kénsav (dec.) Nem oxidálószer, ezért csak kémiailag aktív nonmetálok képesek kölcsönhatásba lépni, lehet halogén.

Harmadszor: igen! És itt, kénsav (konc.) Megfelelő oxidálószer! És a szilíciumot +4-es oxidációs állapotba oxidálja, míg a szilícium redukálószerként működik, és a ként +4-re állítja vissza. reakciók:

-------------------------------------------------------------------------------------------------
Kérdése van? Kérdezzen! Segítek? Click-köszönet! Köszönjük!
"Ha valaki tudja, mit akar, akkor azt jelenti, hogy sokat tud, vagy egy kicsit akar."

http://znanija.com/task/428966

SiO2 + H2SO4 =? reakcióegyenlet

Írja be a szilícium-dioxid és a kénsav közötti reakció egyenletét (SiO2 + H2SO4 =?). Lehet-e még kölcsönhatásba lépni ezen anyagok között? Adja meg a szilícium (IV) oxidjának rövid leírását: adja meg az alapvető fizikai és kémiai tulajdonságait, valamint a gyártási módszereket.

A kristályos szilícium-dioxid a természetben főként kvarc ásványi anyag formájában található. Az átlátszó, színtelen kvarckristályokat, amelyek hatszögletű prizmák formájában hatszögletű piramisokkal rendelkeznek, úgy nevezik rockkristálynak. A lila színben szennyezett anyagokkal festett kő kristályokat ametisztnek nevezik, és barnás színűben füstös topáznak nevezik.
A kristályos szilícium-dioxid nagyon szilárd, vízben oldhatatlan és körülötte olvad, színtelen folyadékká alakul. A folyadék hűtésével átlátszó üveges tömegű amorf szilícium-dioxid keletkezik, amely hasonló az üveghez.
A szilícium-dioxid egy sav-oxid, és ezért nem reagál savakkal, azaz a savakkal. írja le a reakció [SiO2 + H2SO4 =?] reakcióegyenletet lehetetlen. Ez a vízben gyenge, enyhén oldódó szilíciumsavaknak felel meg. Ezek az általános képlettel ábrázolhatók.
Nem reagál savakkal (a hidrogén-fluorid kivételével), ammóniahidrát; a halogénekből csak fluorral reagál. Savas tulajdonságokkal rendelkezik, oldatban és fúzió során reagál a lúgokkal. Könnyen fluorázható és klórozott, szénnel és tipikus fémekkel nyerhető vissza. Nem hat az oxigénnel. A természetben kvarc formájában széles körben elterjedt (sokféle szennyeződéssel rendelkezik).

A szilíciumsav-sók - szilikátok - többnyire vízben oldhatatlanok; csak nátrium- és kálium-szilikátok oldhatók. Ezeket úgy állítják elő, hogy a szilícium-dioxidot lúgos alkáliummal vagy káliummal és nátrium-karbonáttal fuzionáljuk.

Kérjük, regisztráljon vagy jelentkezzen be, hogy válaszoljon.

Az anyagok másolása az oldalról csak engedélyekkel lehetséges.
a portál adminisztrációja és a forráshoz való aktív kapcsolat megléte.

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

A szilícium kémiai tulajdonságai

A tartalom

Általános elemleírás
Reakciók nemfémekkel
Fémekkel való kölcsönhatás
Reakciók komplex anyagokkal
Mit tanultunk?
Score jelentés

pótlék

Tesztelje a témát

Általános elemleírás

A szilícium a negyedik csoportban és a periodikus táblázat harmadik szakaszában található. A szilícium atom magja pozitív +14. A mag körül 14 negatív töltésű elektron mozog.

Az atom a szabad d-alszint miatt a gerjesztett állapotba léphet. Ezért az elem két pozitív oxidációs állapotot mutat (+2 és +4) és egy negatív (-4). Elektronikus konfiguráció - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2.

Ábra. 1. A szilícium atom szerkezete.

A szilícium egy törékeny félvezető, magas fedéllel és forrásponttal. Viszonylag könnyű nemfém: a sűrűség 2,33 g / cm3.

Tiszta szilícium nem található. Része a homoknak, kvarcnak, achátnak, ametisztnek és más szikláknak.

Reakciók nemfémekkel

A nemfémekkel való interakció során a szilícium csökkenti a tulajdonságait - elektronokat ad. A reakció csak erős fűtés esetén lehetséges. Normál körülmények között a szilícium csak fluorral reagál. Az alapvető nemfémekkel kapcsolatos reakciókat a táblázat tartalmazza.

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

CHEMEGE.RU

A kémia és az olimpiádok vizsga előkészítése

Szilícium kémia

szilícium

Helyzet a kémiai elemek időszakos táblázatában

A szilícium a IV. Csoport (vagy a PSCE modern formájának 14. csoportjában) fő alcsoportjában és a D.I. kémiai elemek időszakos rendszerének harmadik időszakában található. Mengyelejev.

A szilícium elektronikus szerkezete

A szilícium alapállapotú elektronikus konfigurációja:

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

A szilícium elektronikus szerkezete gerjesztett állapotban:

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

A szilícium-atom a 2. külső szinten páratlan elektronokat és 1 nem osztott elektronpárot tartalmaz a földi energiaállapotban és 4 páratlan elektronot a gerjesztett energiaállapotban.

A szilícium atom oxidációs állapota -4 és +4 között van. A tipikus oxidációs állapotok -4, 0, +2, +4.

Fizikai tulajdonságok, szilícium megszerzésének és természetének módszerei

A szilícium a második leggyakoribb elem a Földön az oxigén után. Csak vegyületek formájában van. SiO szilícium-dioxid₂ számos természetes anyagot képez - kőzetkristály, kvarc, szilícium-dioxid.

Egy egyszerű anyag szilícium - egy sötétkék színű fém kristályos, kristálytiszta atom. Olvadáspont: 1415 ° C, sűrűség 2,33 g / cm3. Semiconductor.

Minőségi reakciók

Kiváló minőségű reakció szilícium-ionokra SiO₃ 2 - szilikát sók kölcsönhatása erős savakkal. A szilíciumsav gyenge. Erős savak hatására könnyen felszabadul a szilícium-sav só oldataiból.

Például, ha egy erősen hígított sósavoldatot adunk a nátrium-szilikát oldathoz, akkor a szilíciumsav nem szabadul fel csapadékként, hanem gélként. Az oldat felhős és "keményedik".

na₂SiO₃ + 2HCI = H₂SiO₃ + 2 NaCl

Itt megtekinthető a nátrium-szilikát kölcsönhatás a sósavval (szilíciumsav előállítása).

Szilíciumvegyületek

A szilícium fő oxidációs állapota +4, 0 és -4.

http://chemege.ru/silicium/

Szilícium-oxid (IV)

A természetben:

SiO₂ - kvarc, szikla kristály, ametiszt, agát, jáspis, opál, szilícium-dioxid (a homok fő része)
al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O-kaolinit (agyag fő része)
K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - ortokláz (földpát)

Fizikai tulajdonságok
Szilárd, tűzálló anyag, t ° pl = 1728 ° C, t ° kip = 2590 ° C, atomkristály rács.

A szilícium-oxid kémiai tulajdonságai

SiO₂ - sav-oxid, ez megfelel a H szilíciumsavnak₂SiO₃
1) A fúzió során sók, szilikátok képződésével kölcsönhatásba lép a bázisos oxidokkal, lúgokkal, valamint alkáli- és alkáliföldfémek karbonátjaival:

2) Nem reagál vízzel

3) hidrogén-fluoriddal (hexafluor-szilicilsav):
SiO₂ + 4HF → SiF₄+ 2H₂O
SiO₂ + 6HF → H₂[SiF₆] + 2H₂O
(a reakciók az üvegmarás folyamatán alapulnak)

Oxidatív - redukciós reakciók

Fémekkel való kölcsönhatás

1000 ° C feletti hőmérsékleten aktív fémekkel reagál,
ez szilíciumot állít elő:

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

Szilícium (Si)

Szilíciumvegyületek:

Tiszta formában 1811-ben először izolálták a szilíciumot (francia J.-L. Gay-Lussac és L.J. Tenard). Tiszta elemi szilíciumot kaptunk 1825-ben (svéd J. Y. Berzelius). A „szilícium” nevet (az ókori görögtől „hegyként”) 1834-ben kapta meg (az orosz kémikus G. I. Hess).

A szilícium a leggyakoribb (oxigén utáni) kémiai elem a Földön (a földkéreg tartalma 28-29 tömeg%). A természetben a szilíciumot leggyakrabban szilícium-dioxid (homok, kvarc, szilva, földpát), valamint szilikátok és alumínium-szilikátok formájában alkalmazzák. A szilícium tiszta formában rendkívül ritka. Sok természetes szilikát tiszta formában drágakövek: smaragd, topáz, akvamarin - ez minden szilícium. A tiszta (IV) kristályos szilícium-dioxid szikla kristály és kvarc formájában található. A szilícium-oxid, amelyben különböző szennyeződések vannak, drágaköveket és féldrágaköveket alkot - ametiszt, agát, jáspis.

Ábra. A szilícium atom szerkezete.

A szilícium elektronkonfigurációja 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (lásd az atomok elektronikus szerkezete). A külső energiaszintnél a szilíciumnak 4 elektronja van: 2 párosítva a 3-al + 2-es szinten, páratlan a p-orbitálisokon. Amikor a szilícium atom átkapcsol a gerjesztett állapotra, az s-sublevel egyik elektronja elhagyja a párját, és átmegy a p-alszintre, ahol egy szabad orbitális. Így a gerjesztett állapotban a szilikon atom elektronkonfigurációja a következő formában van: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p3.

Ábra. A szilícium atom átkapcsolása a gerjesztett állapotba.

Így a vegyületekben lévő szilícium 4-et (leggyakrabban) vagy 2-et (lásd Valencia) mutathat. A más elemekkel reagáló szilícium (valamint a szén) kémiai kötéseket hoz létre, amelyekben mindketten lemondhatnak az elektronokról, és elfogadhatják őket, ugyanakkor a szilícium atomokból származó elektronok elfogadásának képessége kevésbé kifejezett, mint a szénatomoké. nagyobb szilícium atom.

A szilícium oxidációjának mértéke:

-4: SiH₄ (szilán) Ca₂Si, Mg₂Si (fém-szilikátok);
+4 - a legstabilabb: SiO₂ (szilícium-oxid), H₂SiO₃ (kovasav), szilikátok és szilícium-halogenidek;
0: Si (egyszerű anyag)

Szilícium, mint egyszerű anyag

A szilícium egy sötét szürke, kristályos anyag, fém fénnyel. A kristályos szilícium egy félvezető.

A szilícium csak egy gyémánthoz hasonló allotróp módosulást képez, de nem olyan erős, mert a Si-Si kötések nem olyan erősek, mint egy gyémánt szénmolekulában (lásd Diamond).

Az amorf szilícium barna por, amelynek olvadáspontja 1420 ° C.

A kristályos szilíciumot átkristályosítással amorfból nyerjük. Az amorf szilíciumtól eltérően, amely viszonylag aktív kémiai anyag, a kristályos szilícium más anyagokkal való kölcsönhatás szempontjából inertebb.

A szilícium kristályrácsának szerkezete megismétli a gyémánt szerkezetét, - minden atomot négy másik atom veszi körül a tetraéder csúcsain. Az atomok kovalens kötésekkel kötődnek egymáshoz, amelyek nem olyan erősek, mint a gyémánt szénkötése. Emiatt még n. A kristályos szilíciumban kovalens kötések elpusztulnak, aminek következtében néhány elektron szabadul fel, aminek következtében a szilícium kevés elektromos vezetőképességgel rendelkezik. Mivel a szilíciumot felmelegítjük, fényben vagy néhány szennyeződés hozzáadásával, a lebontott kovalens kötések száma növekszik, aminek következtében a szabad elektronok száma nő, következésképpen a szilícium elektromos vezetőképessége is növekszik.

A szilícium kémiai tulajdonságai

A szénhez hasonlóan a szilícium egyaránt lehet redukálószer és oxidálószer, attól függően, hogy milyen anyaggal reagál.

Amikor n. A szilícium csak a fluorral kölcsönhatásba lép, amit egy elég erős szilícium-kristályrács magyaráz.

A szilícium 400 ° C feletti hőmérsékleten klórt és brómot reagál.

A szilícium csak nagyon magas hőmérsékleten kölcsönhatásba lép a szénnel és a nitrogénnel.

Nemfémekkel való reakcióban a szilícium redukálószerként hat:
- normál körülmények között nemfémek esetén a szilícium csak fluormal reagál, és szilícium-halogenidet képez:
  Si + 2F₂ = SiF₄
- magas hőmérsékleten a szilícium reagál a klórral (400 ° C), az oxigénnel (600 ° C), a nitrogénnel (1000 ° C), a szénnel (2000 ° C):
  - Si + 2Cl₂ = SiCl₄ - szilícium-halogenid;
  - Si + O₂ = SiO₂ - szilícium-oxid;
  - 3Si + 2N₂ = Si₃N₄ - szilícium-nitrid;
  - Si + C = SiC - Carborundum (szilícium-karbid)
A fémekkel való reakcióban a szilícium oxidálószer (a szalicidek képződnek:
Si + 2Mg = Mg₂Si
Koncentrált lúgos oldatokkal végzett reakciókban a szilícium reagál a hidrogén fejlődésével, és szilikát oldható sókat képez.
Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂↑
A szilícium nem reagál savakkal (kivéve HF).

A szilícium előállítása és felhasználása

Szilícium fogadása:

a laboratóriumban - szilícium-dioxidból (alumínium terápia):
3SiO₂ + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃
az iparban, a szilícium-oxidnak a kokszmal (technikailag tiszta szilícium) csökkentésével magas hőmérsékleten:
SiO₂ + 2C = Si + 2CO
a legtisztább szilíciumot úgy állítjuk elő, hogy a szilícium-tetrakloridot magas hőmérsékleten redukáljuk hidrogénnel (cinkkel):
SiCl₄+2H₂ = Si + 4HCI

Szilícium alkalmazás:

félvezető rádiós elemek gyártása;
fémhulladék-adalékanyagok hőálló és saválló anyagok előállításában;
a napelemek gyártásához a napelemekhez;
AC egyenirányítóként.

Ha tetszik az oldal, hálásak vagyunk a népszerűsítésért :) Mondd el nekünk barátaidat a fórumon, a blogban, a közösségben. Ez a mi gombunk:

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

Szilícium és kén

Normál körülmények között a szilícium meglehetősen közömbös, amit a kristályrács erőssége magyaráz, közvetlenül kölcsönhatásba lép a fluorral, ugyanakkor csökkenti a tulajdonságokat:

400–600 ° C-ra melegítve klórral reagál:

Az oxigénnel való kölcsönhatás

A zúzott szilícium 400–600 ° C-ra melegítve oxigénnel reagál:

Más nemfémekkel való kölcsönhatás

Nagyon magas hőmérsékleten, 2000 ° C körüli hőmérsékleten, szénnel reagál:

1000 ° C-on nitrogénnel reagál:

Nem lép kölcsönhatásba hidrogénnel.

Hidrogén-halogenidekkel való kölcsönhatás

Normál körülmények között reagál a hidrogén-fluoriddal:

hidrogén-kloriddal - 300 ° C-on hidrogén-bromiddal - 500 ° C-on.

Fémekkel való kölcsönhatás

A szilícium oxidatív tulajdonságai kevésbé jellegzetesek, de fémekkel való reakcióban jelentkeznek, így szilicideket képeznek:

Interakció savakkal

A szilícium savas környezetben ellenáll a savaknak, oldhatatlan oxidfóliával borítja és passziválódik. A szilícium csak hidrogén-fluorid és salétromsav keverékével kölcsönhatásba lép:

Alkáli kölcsönhatás

Lúgban oldódik, szilikát és hidrogén képződik.

vétel

Magnézium-oxidból vagy alumíniumból történő csökkentés:

SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO;

Kokszcsökkentés elektromos kemencékben:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO.

Ebben a folyamatban a szilícium elég szennyezett szilícium-karbidokkal.

A legtisztább szilíciumot szilícium-tetraklorid hidrogénnel történő redukálásával kapjuk 1200 ° C-on:

A szilán termikus bomlásával is tiszta szilíciumot kapunk:

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

Az egyszerű nemfém anyagok kémiai tulajdonságai: hidrogén, oxigén, halogének, kén, nitrogén, foszfor, szén, szilícium

hidrogén

A kémiai elem hidrogén különleges helyet foglal el a D.I. periodikus rendszerben. Mengyelejev. A valenciaelektronok száma szerint, az oldatokban hidratált H + ion képződésének képessége hasonló az alkálifémekhez, és az I. csoportba kell helyezni. A külső elektronhéj kitöltéséhez szükséges elektronok számának megfelelően az ionizációs energia értéke, a negatív oxidációs állapot megjelenítésére való képesség, a kis atom sugarú hidrogén a periódusos rendszer VII. Így a hidrogén elhelyezése a periodikus rendszer egy adott csoportjában nagyrészt önkényes, de a legtöbb esetben a VII csoportba kerül.

Hidrogén elektronikus képlet 1s 1. Az egyetlen valenciaelektron közvetlenül az atommag hatáskörében van. A hidrogén elektronkonfigurációjának egyszerűsége nem jelenti azt, hogy ennek az elemnek a kémiai tulajdonságai egyszerűek. Éppen ellenkezőleg, a hidrogén kémia nagyon különbözik más elemek kémiájától. A vegyületek hidrogénatomja +1 és –1 oxidációs állapotot mutat.

Számos eljárás létezik a hidrogén előállítására. A laboratóriumban bizonyos fémek savakkal való kölcsönhatásából származik, például:

A hidrogént kénsav vagy lúg vizes oldatainak elektrolízisével állíthatjuk elő. Ha ez megtörténik, akkor a katódon a hidrogén fejlődése és az oxigén képződik az anódon.

Az iparban a hidrogént főként természetes és kapcsolódó gázokból, az üzemanyag gázosító termékeiből és a kokszológázból állítják elő.

Egyszerű anyag hidrogén, H₂, Ez gyúlékony gáz, szín vagy szag nélkül. Forráspont –252,8 ° C A hidrogén 14,5-szer könnyebb, mint a levegő, enyhén oldódik vízben.

A hidrogénmolekula stabil, nagy erőssége van. A magas disszociációs energia miatt a H molekulák bomlása₂ az atomokon csak 2000 ° C feletti hőmérsékleten észlelhető mértékű.

A hidrogén esetében pozitív és negatív oxidációs fokozatok lehetségesek, ezért a kémiai reakciók során a hidrogén oxidáló és redukáló tulajdonságokkal is rendelkezik. Abban az esetben, ha a hidrogén oxidálószerként működik, úgy halogénként viselkedik, hidridszerű hidrideket képezve (hidrideket a hidrogén kémiai vegyületeinek csoportjával fémekkel és kevésbé elektronegatívnak neveznek).

A hidrogén lényegesen alacsonyabb, mint az oxidatív aktivitás halogének. Ezért az alkáli- és alkáliföldfémek csak hidridjei ionos jellegűek. Az ionos és komplex hidridek például erős redukálószerek. A kémiai szintézisekben széles körben használják.

A legtöbb reakcióban a hidrogén redukálószerként viselkedik. Normál körülmények között a hidrogén nem lép kölcsönhatásba az oxigénnel, de ha meggyullad, a reakció robbanással megy végbe:

Két térfogatú hidrogén és egy térfogat oxigén keverékét detonáló gáznak nevezzük. Szabályozott égés esetén nagy mennyiségű hőt szabadul fel, és a hidrogén-oxigén láng hőmérséklete eléri a 3000 ° C-ot.

A halogénnel való reakció a halogén természetétől függően különböző módon megy végbe:

Fluor esetén egy ilyen reakció robbanásveszélyes, még alacsony hőmérsékleten is. A klórt a fényben a reakció robbanással jár. A bróm esetében a reakció sokkal lassabb, és a jód nem éri el a végét még magas hőmérsékleten sem. Ezeknek a reakcióknak a mechanizmusa radikális.

Magasabb hőmérsékleten a hidrogén kölcsönhatásba lép a VI. Csoport - kén, szelén, tellurium - elemeivel:

A hidrogén és a nitrogén reakciója nagyon fontos. Ez a reakció reverzibilis. Az egyensúly kialakulása az ammónia kialakulása felé magas nyomáson. Az iparban ez a folyamat 450–500 ° C hőmérsékleten, 30 MPa nyomáson történik különböző katalizátorok jelenlétében:

A hidrogén csökkenti az oxidokból származó fémeket, például:

Ezt a reakciót néhány tiszta fém előállítására használjuk.

Nagy szerepet játszik a szerves vegyületek hidrogénezésének reakciói, amelyeket széles körben használnak mind a laboratóriumi gyakorlatban, mind az ipari szerves szintézisben.

A természetes szénhidrogénforrások csökkentése, az üzemanyag égetéséből származó környezetszennyezés növeli a hidrogén, mint környezetbarát üzemanyag iránti érdeklődést. A hidrogén valószínűleg fontos szerepet fog játszani a jövő energiaiparban.

Jelenleg a hidrogént széles körben használják az iparban az ammónia, a metanol szintéziséhez, a szilárd és folyékony üzemanyagok hidrogénezéséhez, szerves szintézisben, fémek hegesztéséhez és vágásához stb.

Víz H₂O, hidrogén-oxid, a legfontosabb kémiai vegyület. Normál körülmények között a víz színtelen folyadék, szagtalan és íztelen. Víz - a Földön leggyakoribb anyag. Az emberi szervezetben 63-68% vizet tartalmaz.

A víz stabil vegyület, oxigén- és hidrogénbomlás csak a közvetlen elektromos áram hatására vagy körülbelül 2000 ° C hőmérsékleten lép fel:

A víz közvetlenül kölcsönhatásba lép a fémekkel, amelyek a szabványos elektronikus potenciálok sorozatában hidrogénig terjednek. A fém jellegétől függően a reakciótermékek a megfelelő hidroxidok és oxidok lehetnek. A fém jellegétől függő reakciósebesség is nagyban változik. Tehát a nátrium szobahőmérsékleten reagál a vízzel, a reakcióhoz nagy mennyiségű hő szabadul fel; vas reagál 800 ° C hőmérsékletű vízzel.

A víz sok nemfémmel reagálhat, így normál körülmények között a víz reverzibilisen kölcsönhatásba lép a klórral:

Magasabb hőmérsékleten a víz kölcsönhatásba lép a szénnel, így egy úgynevezett szintézisgázt képez - a szén-monoxid (II) és a hidrogén keveréke:

Normál körülmények között a víz számos bázikus és sav-oxiddal reagál, hogy bázisokat és savakat képezzen:

A reakció akkor ér véget, ha a megfelelő bázis vagy sav vízben oldódik.

oxigén

A kémiai elem oxigén a VIA alcsoport második szakaszában található. Elektronikus képlete 1s 2 2s 2 2p 4. Egy egyszerű anyag az oxigén - a szín és a szag nélküli gáz, vízben enyhén oldódik. Erős oxidálószer. Jellemző kémiai tulajdonságai a következők:

Az egyszerű és összetett anyagok oxigénnel való reakciója gyakran együtt jár a hő és a fény kibocsátásával. Az ilyen reakciókat égési reakcióknak nevezik.

Az oxigént széles körben használják a vegyipar szinte minden területén: vas és acél előállításához, salétromsav és kénsav előállításához. A hőenergia folyamataiban hatalmas mennyiségű oxigént fogyasztanak.

Az utóbbi években a légkörben lévő oxigén tárolás problémája egyre akutabbá vált. A mai napig az egyetlen olyan forrás, amely pótolja a légköri oxigén tartalékát, a zöld növények létfontosságú tevékenysége.

halogének

A VII. Csoport fluor, klór, bróm, jód és astatin. Ezeket az elemeket halogéneknek is nevezik (a fordításban - sók szülésével).

Mindezen elemek külső energiaszintjén 7 elektron van (ns 2 np 5 konfiguráció), a legjellemzőbb oxidációs állapotok –1, +1, +5 és +7 (a fluor kivételével).

Minden halogén atomjai a Hal összetételének egyszerű anyagai₂.

A halogének tipikus nemfémek. A fluorból astatinba való átmenet során az atom sugárának növekedése következik be, a nemfémes tulajdonságok csökkennek, csökken az oxidáló tulajdonságok és csökken a redukciós tulajdonságok.

A halogének fizikai tulajdonságait a 8. táblázat mutatja.

Kémiailag halogének nagyon aktívak. A reaktivitás a szekvenciaszám növekedésével csökken. Az alábbiakban ismertetett reakciók némelyikét a következő klór felhasználásával adjuk meg:

A halogén - hidrogén-halogenidek - hidrogénvegyületei HHal általános képlettel rendelkeznek. A vizes oldatok savak, amelyek szilárdsága HF-ről HI-ra nő.

A halogén savak (a HF kivételével) képesek reagálni olyan erős oxidálószerekkel, mint a KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, CrO₃ és mások halogének képződésével:

A halogének oxidok sorozatát alkotják, például klórra, a Cl összetételű savas oxidok ismertek.₂O clo₂, CIO₃, Cl₂O₇. Mindezeket a vegyületeket közvetett módszerekkel nyerjük. Ezek erős oxidálószerek és robbanóanyagok.

A legstabilabb klór-oxidok a Cl₂O₇. A klór-oxidok könnyen reagálnak vízzel oxigéntartalmú savak képződésére: hipoklór-HClO, klorid-HClO₂, klór-HClO₃ és klór-HClO₄, például:

Az iparban a brómot a bromidokból származó klór és laboratóriumi gyakorlatban a bromidok oxidálásával állítják elő:

Az egyszerű anyag bróm egy erős oxidálószer, könnyen reagál sok egyszerű anyaggal, bromidokat képezve; a jódot a jodidokból eltávolítja.

Egyszerű anyag jód, I₂, egy fekete, fémfényű kristályokkal, amelyek szublimáltak, vagyis gőzbe kerülnek, megkerülve a folyékony állapotot. A jód vízben kevéssé oldódik, de néhány szerves oldószerben (alkohol, benzol, stb.) Oldódik.

A jód meglehetősen erős oxidálószer, amely képes számos fém és néhány nemfém oxidálására.

A kémiai elem kén a VIA alcsoport 3. periódusában található. Elektronikus képlete 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Egy egyszerű anyag a kén - egy sárga, nem fém. Két allotróp módosítással rendelkezik: rombos és monoklinikus és amorf formában (műanyag kén). Mind az oxidáló, mind a redukáló tulajdonságokat mutatja. Lehetnek aránytalan reakciók. Jellemző kémiai tulajdonságai a következők:

A kén illékony hidrogénvegyületet képez - hidrogén-szulfid. A vizes oldat gyenge kétbázisú sav. A hidrogén-szulfidot a tulajdonságok csökkentése is jellemzi:

A kén két savas oxidot képez: kén (IV) -oxid SO₂ és kén-oxid (VI) SO₃. Az első a H oldatban csak gyenge kénsavnak felel meg.₂SO₃; a második erős, kétbázisú kénsav H₂SO₄. A koncentrált kénsav erős oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik. Az alábbiakban ezekre a vegyületekre jellemző reakciók találhatók:

A kénsav nagy mennyiségben termelődik az iparban. A kénsav előállítására szolgáló összes ipari módszer a (IV) általános képletű kén-oxid kezdeti termelésén, a kén-oxid (VI) oxidációján és az utóbbi vízzel való kölcsönhatásán alapul.

A kémiai elem nitrogén a 2. periódusban, a V csoport, a DI periódusos rendszer fő alcsoportja. Mengyelejev. Elektronikus képlete 1s 2 2s 2 2p 3. Összetételeiben a nitrogén oxidációs állapotot mutat –3, –2, + 1, + 2, +3, +4, +5.

Az egyszerű anyag nitrogén egy színtelen, szagtalan gáz, amely vízben rosszul oldódik. Tipikus nem fém. Normál körülmények között kémiailag kevés aktív. Amikor a melegítés redox reakcióba lép.

A nitrogén N formájú oxidokat képez₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅. Ebben az esetben N₂O, NO, nem sót képző oxidok, amelyeket redox reakciók jellemeznek; N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅ - só képző sav-oxidok, amelyek szintén jellemzőek a redox reakciókra, beleértve a diszproporziós reakciókat is.

A nitrogén-oxidok kémiai tulajdonságai:

A nitrogén illékony hidrogénvegyületet képez az NH-ban₃, ammónia. Normál körülmények között a színtelen gáz jellegzetes erős szaggal rendelkezik; forráspont -33,7 ° C, olvadáspont -77,8 ° C. Az ammónia vízben jól oldódik (700 térfogat NH₃ 1 térfogat víz 20 ° C-on) és számos szerves oldószer (alkohol, aceton, kloroform, benzol).

Az ammónia kémiai tulajdonságai:

A nitrogén nitrogén savat képez HNO₂ (szabad formában csak gázfázisban vagy oldatokban ismert). Ez egy gyenge sav, sói nitritek.

Ezenkívül a nitrogén nagyon erős nitrogén-savat képez a HNO-ban₃. A salétromsav sajátos jellemzője, hogy oxidáció-redukciós reakciók fémekkel nem bocsátanak ki hidrogént, hanem különböző nitrogén- vagy ammónium-sókból állnak, például:

Nem fémekkel való reakcióban a koncentrált salétromsav erős oxidálószerként viselkedik:

A salétromsav oxidálhatja a szulfidokat, a jodidokat stb.:

Újra hangsúlyozzuk. Írja be a HNO-t tartalmazó redox-reakciók egyenleteit₃ általában feltételes. Általában csak a nagyobb mennyiségben keletkezett terméket jelölik. Ezen reakciók némelyikében redukciós termékként hidrogént detektáltunk (híg HNO reakciója)₃ Mg és Mn).

A salétromsav-sókat nitrátoknak nevezik. Minden nitrát vízben jól oldódik. A nitrátok termikusan instabilak és melegítéskor könnyen bomlanak.

Az ammónium-nitrát bomlásának különleges esetei:

A nitrátok termikus bomlásának általános mintái:

foszfor

A kémiai elem foszforja a 3. periódusban, a V csoportban, a D.I rendszeres rendszer fő alcsoportjában található. Mengyelejev. Elektronikus képlete 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Egyszerű anyagfoszfor létezik több allotróp módosítás formájában (allotróp összetétel). Fehér foszfor P₄, szobahőmérsékleten lágy, olvad, bomlás nélkül forral. Piros foszfor P_n, különböző hosszúságú polimer molekulákból áll. Fűtve szublimál. A fekete foszfor folyamatos láncokból áll_n, rétegelt szerkezetű, a grafithoz hasonló megjelenésű. A legtöbb reakcióképes a fehér foszfor.

Az iparban a foszforot kalcium-foszfát szénnel és homokkal 1500 ° C-on történő kalcinálásával állítják elő:

Az alábbi reakciókban, ha másképp nem jelezzük, a foszfor bármely módosítása léphet fel:

A foszfor illékony hidrogénvegyületet képez - foszfin, PH₃. Ez a gáz-halmazállapotú vegyület rendkívül kellemetlen szagú. Sói, az ammónia sókkal ellentétben, csak alacsony hőmérsékleten léteznek. A foszfin könnyen redox reakcióba lép:

A foszfor két savas oxidot képez: P₂O₃ és P₂O₅. Ez utóbbi megfelel a foszforsav (ortofoszfor) savnak₃PO₄. Ez egy közepes erősségű tribázsav, amely három sor sót képez: közeg (foszfátok) és savas (hidro- és dihidrofoszfátok). Az alábbiakban az ezekre a vegyületekre jellemző kémiai reakciók egyenletei vannak:

szén

A kémiai elem a második periódusban, a D.I. rendszer negyedik csoportjának fő alcsoportjában található. Mendeleev elektronikus formája 1s 2 2s 2 2p 2, a legjellemzőbb oxidációs állapotok –4, +2, +4.

A szén esetében stabil allotróp módosítások (grafit, gyémánt, szerkezet allotrópia) ismertek, amelyek formájában a természetben megtalálhatóak, valamint laboratóriumi módszerekkel kapott karbin és fullerének.

A gyémánt egy kristályos anyag, amely atomkoordinációs köbös rácsos. A gyémántok mindegyik szénatomja sp 3 hibridizációban van, és négy szomszédos szénatomjával egyenértékű erős kötéseket képez. Ez kivételes gyémánt keménységhez és a vezetőképesség hiányához vezet normál körülmények között.

Grafitban a szénatomok sp2 hibridizáció állapotban vannak. A szénatomok hat tagú gyűrűs végtelen rétegekké vannak kombinálva, amelyeket egy ω-kötés stabilizál, a teljes rétegben delokalizálva. Ez magyarázza a grafit fémfényét és elektromos vezetőképességét. A szénrétegek főként az intermolekuláris erők következtében kristályrácsba kerülnek. A kémiai kötések erőssége a makromolekula síkban sokkal nagyobb, mint a rétegek között, így a grafit meglehetősen puha, könnyen rétegezhető, és kémiailag valamivel aktívabb, mint a gyémánt.

A faszén, korom és koksz összetétele nagyon kis grafitkristályokat tartalmaz, nagyon nagy felületű, amorf szénnek nevezik.

Karbinban a szénatom sp-hibridizációs állapotban van. A kristályrács kétféle egyenes láncból épül fel:

A karbin egy fekete por, amelynek sűrűsége 1,9-2,0 g / cm3, félvezető.

Az allotróp szénmódosítások bizonyos körülmények között átalakulhatnak egymásra. Tehát 1750 ° C hőmérsékleten levegő nélkül való melegítés esetén a gyémánt grafit képződik.

Normál körülmények között a szén nagyon inert, de magas hőmérsékleten különböző anyagokkal reagál, a legreaktívabb formája az amorf szén, a grafit kevésbé aktív, és a legtöbb inert a gyémánt.

Szénreakciók:

A szén savakkal és lúgokkal szemben ellenálló. Csak forró koncentrált salétromsav és kénsav oxidálódhat szén-dioxiddá (IV):

A szén visszanyeri sok fémét az oxidjaikból. Ugyanakkor a fém jellegétől függően tiszta fémek (vas-, kadmium-, réz-, ólom-oxidok) vagy megfelelő karbidok (kalcium-oxidok, vanádium, tantál) képződnek, például:

A szén két oxidot képez: CO és CO₂.

A szén-monoxid (II) CO (szén-monoxid) színtelen, szagtalan gáz, vízben rosszul oldódik. Ez a vegyület erős redukálószer. A levegő nagy mennyiségű hővel ég, így a CO jó gázhalmazállapotú tüzelőanyag.

A (II) szén-monoxid az oxidjaiból sok fémet csökkenti:

A (II) szén-monoxid nem só képződő oxid, nem reagál vízzel és lúgokkal.

Szén-monoxid (IV) CO₂ (szén-dioxid) színtelen, szagtalan, nem éghető gáz, vízben rosszul oldódik. A technológiában általában a CaCO termikus bomlásával nyerik₃, és laboratóriumi gyakorlatban - a CaCO-ra gyakorolt hatás₃ sósav:

A (IV) szén-monoxid savas oxid. Jellemző kémiai tulajdonságai a következők:

A (IV) szén-monoxid nagyon gyenge, kétbázisú szénsavnak felel meg₂CO₃, amely tiszta formában nem létezik. Két sor sót képez: közepes - karbonátok, például kalcium-karbonát CaCO₃, és savas - bikarbonátok, például Ca (HCO₃)₂ - kalcium-bikarbonát.

A karbonátok hidrogén-karbonátokká alakulnak a vízi környezetben lévő szén-dioxid feleslegének hatására:

A kalcium-hidrogén-karbonátot kalcium-hidroxid hatására karbonáttá alakítjuk:

Bikarbonátok és karbonátok hevítéskor bomlanak:

szilícium

A kémiai elem szilícium a D.I. periodikus rendszer III. Mengyelejev. Elektronikus képlete 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, a legjellemzőbb oxidációs állapotok –4, +4.

A szilíciumot úgy állítjuk elő, hogy az oxidját magnéziummal vagy széndioxiddal redukáljuk elektromos kemencékben, és nagy tisztaságú szilíciumot alkalmazunk a SiCl redukálásával.₄ cink vagy hidrogén, például:

A szilícium kristályos vagy amorf formában létezhet. Normál körülmények között a szilícium meglehetősen stabil, és az amorf szilícium reaktívabb, mint a kristályos. A szilícium esetében a legstabilabb oxidációs állapot +4.

Szilíciumreakciók:

A szilícium nem reagál savakkal (kivéve a HF-et), sav-oxidáló szerekkel passziválja, de jól oldódik hidrogén-fluorid és salétromsav keverékében, amelyet az egyenlet ír le:

Szilícium-oxid (IV), SiO₂ (szilícium-dioxid), amely főként kvarc ásványi anyag formájában található. Kémiailag meglehetősen stabil, sav-oxid tulajdonságai vannak.

A szilícium-oxid (IV) tulajdonságai:

A szilícium különböző SiO-tartalmú savakat képez.₂ és H₂O. H vegyület összetétele₂SiO₃ tiszta formában nincs kiválasztva, de az egyszerűség kedvéért a reakcióegyenletekbe írható:

Képzési feladatok

1. A hidrogén megfelelő körülmények között reagál a két anyag mindegyikével: t

1) oxigén és vas
2) szürke és króm
3) szén-monoxid (II) és sósav
4) nitrogén és nátrium

2. Megfelelőek-e a hidrogén helyes állításai?

A. Hidrogén-peroxidot úgy állíthatunk elő, hogy a hidrogént feleslegben égetjük.
B. A hidrogén és a kén közötti reakció katalizátor nélkül megy végbe.