U većini reakcija, Si djeluje kao redukcijski agens:

Glavni Žitarice

U većini reakcija, Si djeluje kao redukcijski agens:

Na niskim temperaturama silicij je kemijski inertan, a kada se zagrije, njegova reaktivnost se dramatično povećava.

1. Međusobno djeluje s kisikom pri T iznad 400 ° C:

Si + O₂ = SiO₂ silicij oksid

2. On reagira s fluorom već pri sobnoj temperaturi:

Si + 2F₂ = SiF₄ kremeni tetrafluorid

3. S preostalim halogenima, reakcije se odvijaju na temperaturi od 300 - 500 ° C

4. S parom sumpora na 600 ° C nastaje disulfid:

5. Reakcija s dušikom odvija se iznad 1000 ° C:

6. Na temperaturi = 1150 ° C reagira s ugljikom:

SiO₂ + 3S = SiS + 2SO

Po tvrdoći, karborund je blizu dijamanta.

Silicij ne reagira izravno s vodikom.

8. Silicij je otporan na kiseline. Djeluje samo s mješavinom dušičnih i fluorovodičnih (fluorovodičnih) kiselina:

9. reagira s alkalnim otopinama kako bi stvorio silikate i oslobodio vodik:

10. Svojstva redukcije silicija koriste se za odvajanje metala od njihovih oksida:

2MgO = Si = 2Mg + SiO₂

U reakcijama sa Si metalima, oksidans je:

Silicij formira silikate s s-metalima i većinom d-metala.

Sastav silicida ovog metala može biti različit. (Na primjer, FeSi i FeSi₂; ni₂Si i NiSi₂.) Jedan od najpoznatijih silicida je magnezijev silicid, koji se može dobiti izravnom interakcijom jednostavnih tvari:

Silan (monosilan) SiH₄

Silani (silicijevi hidridi) Si_nH_{2n + 2}, (vidi alkane), gdje je n = 1-8. Silani su analozi alkana, razlikuju se od njih nestabilnošću lanaca Si-Si-.

SiH monosilan₄ - bezbojni plin s neugodnim mirisom; otopljen u etanolu, benzinu.

1. Raspadanje magnezijevog silicida sa solnom kiselinom: Mg₂Si + 4HCl = 2MgCI₂ + SiH₄

2. Redukcija Si halogenida s litij aluminij hidridom: SiCl₄ + LiAlH₄ = SiH₄+ LiCl + AlCl₃

Silan je jak redukcijski agens.

1.SiH₄ oksidira se kisikom čak i na vrlo niskim temperaturama:

2. SiH₄ lako se hidrolizira, osobito u alkalnom mediju:

Si02 oksid (IV) (silika) SiO₂

Silikat postoji u obliku različitih oblika: kristalnog, amorfnog i staklastog. Najčešći kristalni oblik je kvarc. Uništavanjem kvarcnih stijena nastaju kvarcni pijesci. Kvarcni monokristali su prozirni, bezbojni (kameni kristali) ili obojeni nečistoćama različitih boja (ametist, ahat, jaspis, itd.).

Amorfni SiO₂ pojavljuje se u obliku opalnog minerala: silikagel je umjetno izrađen od SiO koloidnih čestica₂ i vrlo dobar adsorbens. Staklasti SiO₂ poznat kao kvarcno staklo.

Fizička svojstva

U SiO vodi₂ vrlo se lagano otapa, u organskim otapalima se praktički i ne otapa. Silicij je dielektrik.

Kemijska svojstva

1. SiO₂ - kiseli oksid, stoga se amorfni silicij polako otapa u vodenim otopinama alkalija:

2. SiO₂ također reagira kada se zagrijava s osnovnim oksidima

3. Neisparljiv oksid, SiO₂ istiskuje ugljični dioksid iz Na₂CO₃ (tijekom fuzije):

4. Silicijev dioksid reagira s fluorovodičnom kiselinom kako bi nastao fluorovodična kiselina H₂SIF₆:

5. Pri 250 - 400 ° C SiO₂ u interakciji s plinovitim HF i F₂, formirajući tetrafluorosilan (silicij tetrafluorid):

Silikatna kiselina

- ortosilična kiselina H₄SiO₄;

- metasilikalna (silicijska) kiselina H₂SiO₃;

- di- i polisilične kiseline.

Sve silicijske kiseline su lagano topljive u vodi, lako formiraju koloidna otopina.

Načini dobivanja

1. Nanošenje kiselina iz otopina silikata alkalijskih metala:

2. Hidroliza klorosilana: SiCl₄ + 4H₂O = H₄SiO₄ + 4HCl

Kemijska svojstva

Silikatne kiseline su vrlo slabe kiseline (slabije od ugljične kiseline).

Kada se zagrijavaju, dehidriraju se kako bi se dobilo silicij dioksid kao konačni proizvod.

Silikati - soli silicijeve kiseline

Budući da su silicijske kiseline iznimno slabe, njihove soli u vodenim otopinama su jako hidrolizirane:

SiO₃ 2- + H₂O = HSiO₃ - + OH - (alkalni medij)

Iz istog razloga, kada se ugljični dioksid propušta kroz silikatne otopine, silicijska kiselina se istiskuje iz njih:

Ova se reakcija može smatrati kvalitativnom reakcijom na silikatne ione.

Između silikata, samo Na je visoko topljiv.₂SiO₃ i K₂SiO₃, koje se nazivaju topljivim staklom, a njihove vodene otopine su tekuće staklo.

staklo

Obično prozorsko staklo ima sastav Na₂O • CaO • 6SiO₂, to je mješavina silikata natrija i kalcija. Proizvodi se spajanjem sode Na₂CO₃, Vapnenac SASO₃ i pijesak₂;

cement

Vezivo za prah, koje, u interakciji s vodom, formira plastičnu masu koja se s vremenom pretvara u čvrsto tijelo nalik kamenju; glavni građevinski materijal.

Kemijski sastav najčešćeg portland cementa (u masenim%) je 20–23% SiO₂; 62 - 76% CaO; 4 - 7% Al₂O₃; 2-5% Fe₂O₃; 1-5% MgO.

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

Odgovor

PlatinumBone

Prvo, silicij reagira s natrijevim hidroksidom, ali pod vrlo važnim uvjetom: ako je natrijev hidroksid potpuno koncentriran! reakcije:

Postoji još jedna reakcija, čak i ako je natrijev hidroksid razrijeđen! Pod uvjetima: Grijanje. Voda sudjeluje u reakciji:

Drugo: silicij nikada ne reagira s razrijeđenom sumpornom kiselinom! Budući da u ovom slučaju sumporna kiselina (dec.) Nije oksidacijsko sredstvo, stoga su samo kemijski aktivni nemetali sposobni za interakciju, to mogu biti halogeni.

Treće: Da! I ovdje je sumporna kiselina (konc.) Pristojan oksidator! I oksidira silicij do maksimalnog oksidacijskog stanja od +4, dok će silicij djelovati kao redukcijsko sredstvo i obnoviti sumpor na +4. reakcije:

-------------------------------------------------------------------------------------------------
Imate li pitanja? Pitajte! Ja pomoći? hvala za klik! Hvala!
"Ako osoba zna što želi, to znači da ili zna puno ili želi malo."

http://znanija.com/task/428966

Si02 + H2SO4 =? Jednadžba reakcije

Napišite jednadžbu reakcije između silicijevog dioksida i sumporne kiseline (SiO2 + H2SO4 =?). Je li uopće moguće interakciju između tih tvari? Ukratko opišite oksid silicija (IV): navedite njegova osnovna fizikalna i kemijska svojstva, kao i metode proizvodnje.

Kristalni silicijev dioksid nalazi se u prirodi uglavnom u obliku kvarcnog minerala. Prozirni, bezbojni kristali kvarca, koji imaju oblik šesterokutnih prizmi sa šesterokutnim piramidama na krajevima, nazivaju se rock kristal. Rock kristal obojen nečistoćom u lila boji se naziva ametist, au smeđkastom se naziva dimni topaz.
Kristalni silicijev dioksid je vrlo čvrst, netopljiv u vodi i topi se, pretvarajući se u bezbojnu tekućinu. Hlađenjem te tekućine dobiva se prozirna staklasta masa amorfnog silicijevog dioksida, koja izgleda slično staklu.
Silicijev dioksid je kiseli oksid, te stoga ne reagira s kiselinama, tj. napisati jednadžbu reakcije za shemu [SiO2 + H2SO4 =?] nemoguće. Odgovara slabim slabo topljivim silicijevim kiselinama u vodi. Oni se mogu predstaviti općom formulom.
Ne reagira s kiselinama (osim fluorovodične kiseline), amonijak hidrat; iz halogena reagira samo s fluorom. Ima kiselinska svojstva, reagira s alkalijama u otopini i tijekom fuzije. Lako se fluorira i klorira, dobiva se ugljikom i tipičnim metalima. Ne utječe na kisik. Rasprostranjena je u prirodi u obliku kvarca (ima mnogo sorti obojenih s nečistoćama).

Soli silicijeve kiseline - silikati - uglavnom su netopljivi u vodi; samo su natrijevi i kalijev silikati topljivi. Dobiveni su fuzijom silicijevog dioksida s kaustičnim alkalijama ili kalijevim i natrijevim karbonatima, na primjer:

Registrirajte se ili se prijavite da biste dodali odgovor.

Kopiranje materijala s web-mjesta moguće je samo uz dopuštenje.
upravljanje portalom i prisutnost aktivne veze na izvor.

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

Kemijska svojstva silicija

Sadržaj

Opći opis stavke
Reakcije s nemetalima
Interakcija s metalima
Reakcije sa složenim tvarima
Što smo naučili?
Ocjena izvješća

bonus

Test na temu

Opći opis stavke

Silicij se nalazi u četvrtoj skupini i trećem razdoblju periodnog sustava. Jezgra silicijevog atoma ima pozitivan naboj od +14. Oko jezgre se pomiče 14 negativno nabijenih elektrona.

Atom može ići u pobuđeno stanje zbog slobodnog d-podniva. Stoga, element ima dva pozitivna oksidacijska stanja (+2 i +4) i jedan negativan (-4). Elektronska konfiguracija - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2.

Sl. 1. Struktura silicijskog atoma.

Silicij je krhki poluvodič s visokom temperaturom ploče i vrenja. Relativno lagani nemetali: gustoća je 2,33 g / cm3.

Čisti silicij nije pronađen. Dio pijeska, kvarca, ahata, ametista i drugih stijena.

Reakcije s nemetalima

U interakciji s ne-metalima silicij pokazuje reducirajuća svojstva - daruje elektrone. Reakcije su moguće samo s jakim zagrijavanjem. U normalnim uvjetima silicij reagira samo s fluorom. Reakcije s bazičnim nemetalima dane su u tablici.

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

CHEMEGE.RU

Priprema za ispit iz kemije i olimpijada

Silicijska kemija

silicij

Položaj u periodnom sustavu kemijskih elemenata

Silicij se nalazi u glavnoj podskupini skupine IV (ili u skupini 14 u suvremenom obliku PSCE) iu trećem razdoblju periodičnog sustava kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev.

Elektronska struktura silicija

Elektronska konfiguracija silicija u osnovnom stanju:

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

Elektronska konfiguracija silicija u pobuđenom stanju:

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

Atom silicija na vanjskoj energetskoj razini sadrži 2 nesparena elektrona i 1 nepromijenjeni elektronski par u stanju energije uzemljenja i 4 nesparena elektrona u pobuđenom energetskom stanju.

Oksidacijsko stanje atoma silicija je od -4 do +4. Tipična oksidacijska stanja su -4, 0, +2, +4.

Fizikalna svojstva, metode dobivanja i postojanje u prirodi silicija

Silicij je drugi najčešći element na Zemlji nakon kisika. Nalazi se samo u obliku spojeva. SiO silika₂ oblikuje veliki broj prirodnih tvari - kameni kristal, kvarc, silicij.

Jednostavna supstanca silicij - atomski kristal tamno sive boje s metalnim sjajem, prilično krhak. Talište 1415 ° C, gustoća 2,33 g / cm3. Poluvodiča.

Kvalitativne reakcije

Visokokvalitetna reakcija na silikatne ione SiO₃ 2- interakcija silikatnih soli s jakim kiselinama. Silikatna kiselina je slaba. Lako se oslobađa iz otopina soli silicijeve kiseline pod djelovanjem jačih kiselina na njima.

Na primjer, ako se otopini klorovodične kiseline doda jako razrijeđena otopina natrijevog silikata, tada se silicijska kiselina neće osloboditi kao precipitat, već kao gel. Otopina će postati mutna i "otvrdnuti".

na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + NaCl

Video iskustvo interakcije natrijevog silikata s klorovodičnom kiselinom (proizvodnja silicijeve kiseline) može se vidjeti ovdje.

Silikonski spojevi

Glavna oksidacijska stanja silicija su +4, 0 i -4.

http://chemege.ru/silicium/

Silicij oksid (IV)

U prirodi:

SiO₂ - kvarc, kameni kristal, ametist, ahat, jaspis, opal, silicij (glavni dio pijeska)
al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - kaolinit (glavni dio gline)
K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - ortoklas (feldspat)

Fizička svojstva
Krutina, vatrostalna tvar, t = pl = 1728 ° C, t ° kip = 2590 ° C, atomska kristalna rešetka.

Kemijska svojstva silicijevog oksida

SiO₂ - kiselinski oksid, odgovara silikatnoj kiselini H₂SiO₃
1) Tijekom fuzije djeluje s bazičnim oksidima, lužinama, kao i s karbonatima alkalijskih i zemnoalkalijskih metala s formiranjem soli, silikata:

2) Ne reagira s vodom

3) S fluorovodičnom kiselinom (heksafluorosilikatna kiselina):
SiO₂ + 4HF → SiF₄+ 2H₂O
SiO₂ + 6HF → H₂[SIF₆] + 2H₂O
(reakcije su temelj procesa jetkanja stakla)

Oksidacijsko-redukcijske reakcije

Interakcija s metalima

Na temperaturama iznad 1000 ° C reagira s aktivnim metalima,
to proizvodi silicij:

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

Silicij (Si)

Silikonski spojevi:

U svom čistom obliku, silicij je prvi put izoliran 1811. (francuski J.-L. Gay-Lussac i L.J. Tenard). Čisti elementarni silicij dobiven je 1825. (Šveđanin J. Y. Berzelius). Ime "silicij" (prevedeno s grčkog kao "planina") dobilo je kemijski element 1834. (ruski kemičar G. I. Hess).

Silicij je najčešći kemijski element (nakon kisika) na Zemlji (sadržaj u zemljinoj kori je 28-29% po masi). U prirodi je silicij najčešće prisutan u obliku silicijevog dioksida (pijesak, kvarc, kremen, feldspat), kao iu silikatima i aluminosilikatima. U svom čistom obliku silicij je izuzetno rijedak. Mnogi prirodni silikati u svom čistom obliku su dragocjeno kamenje: smaragd, topaz, akvamarin - sve je to silicij. Čisti kristalni silicijev dioksid (IV) nalazi se u obliku stijenskog kristala i kvarca. Silicijev oksid, u kojem su različite nečistoće, tvori dragocjeno i poludrago kamenje - ametist, ahat, jaspis.

Sl. Struktura silicijevog atoma.

Elektronska konfiguracija silicija je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (vidi Elektronska struktura atoma). Na vanjskoj energetskoj razini, silicij ima 4 elektrona: 2 uparena na 3s-podzemlje + 2 nesparena na p-orbitali. Kada atom silicija prijeđe u pobuđeno stanje, jedan elektron iz s-podniva "napušta" svoj par i prelazi na p-podnivo, gdje postoji jedna slobodna orbita. Dakle, u pobuđenom stanju, elektronska konfiguracija silicijskog atoma poprima sljedeći oblik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.

Sl. Prijelaz silicijskog atoma u pobuđeno stanje.

Dakle, silicij u spojevima može pokazati valenciju 4 (najčešće) ili 2 (vidi Valenciju). Silicij (kao i ugljik), reagirajući s drugim elementima, formira kemijske veze u kojima može i odustati od svojih elektrona i prihvatiti ih, ali u isto vrijeme sposobnost prihvaćanja elektrona iz atoma silicija manje je izražena od one iz ugljikovih atoma, veći atom silicija.

Stupanj oksidacije silicija:

-4: SiH₄ (silan) Ca₂Si, Mg₂Si (metalni silikati);
+4 - najstabilniji: SiO₂ (silicij oksid), H₂SiO₃ (silikatna kiselina), silikati i silicijevi halidi;
0: Si (jednostavna supstanca)

Silicij kao jednostavna tvar

Silicij je tamnosiva kristalna tvar s metalnim sjajem. Kristalni silicij je poluvodič.

Silicij formira samo jednu alotropnu modifikaciju, sličnu dijamantu, ali ne toliko jaku, jer Si-Si veze nisu tako jake kao u dijamantnoj molekuli ugljika (Vidi Diamond).

Amorfni silicij je smeđi prah s točkom tališta od 1420 ° C.

Kristalni silicij se dobiva iz amorfnog sredstva rekristalizacijom. Za razliku od amorfnog silicija, koji je prilično aktivna kemijska tvar, kristalni silicij je inertniji u smislu interakcije s drugim tvarima.

Struktura kristalne rešetke silicija ponavlja strukturu dijamanta, - svaki atom je okružen s četiri druga atoma koji se nalaze na vrhovima tetraedra. Atomi se međusobno vežu kovalentnim vezama koje nisu tako jake kao karbonske veze u dijamantu. Iz tog razloga, čak i na n. Neke kovalentne veze u kristalnom siliciju su uništene, zbog čega se oslobađaju neki elektroni, zbog čega silicij ima malu električnu vodljivost. Kako se silicij zagrijava, na svjetlu ili uz dodatak nekih nečistoća, povećava se broj kovalentnih veza koje se razgrađuju, zbog čega se povećava broj slobodnih elektrona, a time i električna vodljivost silicija također raste.

Kemijska svojstva silicija

Kao i ugljik, silicij može biti i redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo, ovisno o tvari s kojom reagira.

Kada je n. Silicij interagira samo s fluorom, što se objašnjava dovoljno čvrstom silicijskom kristalnom rešetkom.

Silicij reagira s klorom i bromom na temperaturama koje prelaze 400 ° C.

Silicij reagira s ugljikom i dušikom samo na vrlo visokim temperaturama.

U reakcijama s nemetalima silicij djeluje kao redukcijski agens:
- u normalnim uvjetima ne-metala, silicij reagira samo s fluorom, tvoreći silicijev halogenid:
  Si + 2F₂ = SiF₄
- na visokim temperaturama silicij reagira s klorom (400 ° C), kisikom (600 ° C), dušikom (1000 ° C), ugljikom (2000 ° C):
  - Si + 2Cl₂ = SiCl₄ - silicijev halogenid;
  - Si + O₂ = SiO₂ - silicij oksid;
  - 3Si + 2N₂ = Si₃N₄ - silicijev nitrid;
  - Si + C = SiC - karborund (silicij karbid)
U reakcijama s metalima silicij je oksidacijsko sredstvo (nastaju salicidi:
Si + 2Mg = Mg₂si
U reakcijama s koncentriranim alkalnim otopinama, silicij reagira s evolucijom vodika, tvoreći topljive soli silicijeve kiseline zvane silikati:
Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂↑
Silicij ne reagira s kiselinama (osim HF).

Priprema i uporaba silicija

Primanje silicija:

u laboratoriju - od silicijevog dioksida (terapija aluminijem):
3SiO₂ + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃
u industriji, reduciranjem silicijevog oksida s koksom (tehnički čist silicij) na visokoj temperaturi:
SiO₂ + 2C = Si + 2CO
najčišći silicij se dobiva redukcijom silicijevog tetraklorida s vodikom (cinkom) na visokoj temperaturi:
SiCl₄+2H₂ = Si + 4HCl

Silicijska aplikacija:

proizvodnja poluvodičkih radio elemenata;
kao metalurške aditive u proizvodnji spojeva otpornih na toplinu i kiseline;
u proizvodnji solarnih ćelija za solarne ćelije;
kao AC ispravljači.

Ako vam se sviđa stranica, bit ćemo Vam zahvalni na njenoj popularizaciji :) Recite svojim prijateljima o nama na forumu, u blogu, u zajednici. Ovo je naš gumb:

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

Silicij i sumpor

U normalnim uvjetima, silicij je prilično inertan, što se objašnjava snagom njegove kristalne rešetke, izravno stupa u interakciju samo s fluorom, a istodobno pokazuje redukcijske osobine:

Reagira s klorom kada se zagrije na 400–600 ° C:

Interakcija s kisikom

Drobljeni silicij reagira s kisikom pri zagrijavanju na 400–600 ° C:

Interakcija s drugim nemetalima

Na vrlo visokim temperaturama oko 2000 ° C reagira s ugljikom:

Na 1000 ° C reagira s dušikom:

Ne utječe na vodik.

Interakcija s vodikovim halogenidima

On reagira s fluorovodikom pod normalnim uvjetima:

s klorovodikom - na 300 ° C, s bromovodikom - na 500 ° C.

Interakcija s metalima

Oksidativna svojstva silicija su manje karakteristična, ali se manifestiraju u reakcijama s metalima, tvoreći silicide:

Interakcija s kiselinama

Silicij je otporan na kiseline, u kiselom okruženju, prekriven je netopivim oksidnim filmom i pasiviziran. Silicij djeluje samo s mješavinom fluorovodične i dušične kiseline:

Alkalna interakcija

Otopi se u alkalijama, tvoreći silikat i vodik:

recepcija

Redukcija iz magnezijevog oksida ili aluminija:

SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO;

Smanjenje koksa u električnim pećima:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO.

U tom procesu, silicij je prilično kontaminiran silicijevim karbidima.

Najčišći silicij dobiva se redukcijom silicijevog tetraklorida vodikom pri 1200 ° C:

Čisti silicij se dobiva toplinskom razgradnjom silana:

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

Kemijska svojstva jednostavnih nemetalnih tvari: vodik, kisik, halogeni, sumpor, dušik, fosfor, ugljik, silicij

hidrogen

Kemijski element vodik zauzima posebno mjesto u povremenom sustavu D.I. Mendeljejev. Prema broju valentnih elektrona, sposobnost stvaranja hidratiziranog H + iona u otopinama, sličan je alkalijskim metalima i treba ga staviti u I. skupinu. Prema broju elektrona potrebnih za dovršenje vanjske elektronske ljuske, vrijednosti ionizacijske energije, sposobnosti pokazivanja negativnog oksidacijskog stanja, mali atomski radijus vodik treba biti smješten u VII skupinu periodnog sustava. Stoga je postavljanje vodika u određenu skupinu periodičkog sustava u velikoj mjeri proizvoljno, ali se u većini slučajeva nalazi u skupini VII.

Elektronska formula vodika 1s 1. Jedini valentni elektron je izravno u sferi djelovanja atomske jezgre. Jednostavnost elektronske konfiguracije vodika ne znači da su kemijska svojstva ovog elementa jednostavna. Naprotiv, kemija vodika je vrlo različita od kemije drugih elemenata. Vodik u svojim spojevima može pokazati oksidacijska stanja +1 i –1.

Postoji veliki broj metoda za proizvodnju vodika. U laboratoriju se dobiva interakcijom određenih metala s kiselinama, na primjer:

Vodik se može dobiti elektrolizom vodenih otopina sumporne kiseline ili lužine. Kada se to dogodi, proces evolucije vodika kod katode i kisika na anodi.

U industriji se vodik proizvodi uglavnom iz prirodnih i pridruženih plinova, proizvoda za rasplinjavanje goriva i koksnog plina.

Jednostavna tvar vodik, H₂, To je zapaljiv plin bez boje ili mirisa. Vrelište –252,8 ° C. Vodik je 14,5 puta lakši od zraka, slabo topiv u vodi.

Molekula vodika je stabilna, ima veliku snagu. Zbog visoke disocijacijske energije, razgradnja H molekula₂ na atomima dolazi do primjetnog stupnja samo na temperaturama iznad 2000 ° C.

Za vodik su mogući pozitivni i negativni stupnjevi oksidacije, stoga u kemijskim reakcijama vodik može pokazivati i oksidirajuća i reducirajuća svojstva. U slučajevima kada vodik djeluje kao oksidacijsko sredstvo, ponaša se kao halogeni, tvoreći hidridne hidride (hidridi se nazivaju skupina kemijskih spojeva vodika s metalima i manje elektronegativnim od njega).

Vodik je značajno slabiji od halogena u oksidativnoj aktivnosti. Stoga samo hidridi alkalijskih i zemnoalkalnih metala pokazuju ionski karakter. Ionski kao i kompleksni hidridi, na primjer, jaki su redukcijski agensi. Oni se široko koriste u kemijskim sintezama.

U većini reakcija, vodik se ponaša kao redukcijsko sredstvo. U normalnim uvjetima vodik ne djeluje s kisikom, ali kad se zapali, reakcija se odvija eksplozijom:

Mješavina dva volumena vodika s jednim volumenom kisika naziva se detonirajući plin. S kontroliranim izgaranjem oslobađa se velika količina topline, a temperatura plamena vodik-kisik dostiže 3000 ° C.

Reakcija s halogenima odvija se ovisno o prirodi halogena na različite načine:

Kod fluora takva reakcija ide uz eksploziju čak i na niskim temperaturama. S klorom u svjetlu, reakcija također nastavlja s eksplozijom. Kod broma, reakcija je mnogo sporija, a jod ne doseže kraj, čak i na visokim temperaturama. Mehanizam ovih reakcija je radikalan.

Pri povišenim temperaturama vodik stupa u interakciju s elementima skupine VI - sumpor, selen, telur, na primjer:

Reakcija vodika s dušikom je vrlo važna. Ova reakcija je reverzibilna. Za pomicanje ravnoteže prema stvaranju amonijaka korištenjem povišenog tlaka. U industriji se taj proces provodi na temperaturi od 450 do 500 ° C, tlak od 30 MPa, u prisutnosti različitih katalizatora:

Vodik reducira mnoge metale iz oksida, na primjer:

Ova reakcija se koristi za proizvodnju nekih čistih metala.

Veliku ulogu igraju reakcije hidrogenacije organskih spojeva, koje se široko koriste iu laboratorijskoj praksi iu industrijskoj organskoj sintezi.

Smanjenje prirodnih izvora ugljikovodika, onečišćenje okoliša proizvodima izgaranja goriva povećava interes za vodikom kao ekološki prihvatljivim gorivom. Vodik će vjerojatno igrati važnu ulogu u energetskoj industriji budućnosti.

Trenutno se vodik široko koristi u industriji za sintezu amonijaka, metanola, hidrogenacije krutih i tekućih goriva, u organskoj sintezi, za zavarivanje i rezanje metala, itd.

Voda H₂O, vodikov oksid je najvažniji kemijski spoj. Pod normalnim uvjetima voda je bezbojna tekućina, bez mirisa i okusa. Voda - najčešća tvar na površini Zemlje. U ljudskom tijelu sadrži 63-68% vode.

Voda je stabilan spoj, njegova razgradnja na kisik i vodik javlja se samo pod djelovanjem izravne električne struje ili na temperaturi od oko 2000 ° C:

Voda izravno reagira s metalima koji su u nizu standardnih elektroničkih potencijala do vodika. Ovisno o prirodi metala, reakcijski produkti mogu biti odgovarajući hidroksidi i oksidi. Brzina reakcije ovisno o prirodi metala također varira široko. Dakle, natrij reagira s vodom na sobnoj temperaturi, reakcija je popraćena oslobađanjem velike količine topline; željezo reagira s vodom pri temperaturi od 800 ° C.

Voda može reagirati s mnogim nemetalima, tako da voda pod normalnim uvjetima reverzibilno reagira s klorom:

Na povišenim temperaturama voda interagira s ugljem u tzv. Sintetski plin - smjesu ugljičnog monoksida (II) i vodika:

Pod normalnim uvjetima, voda reagira s mnogim bazičnim i kiselim oksidima kako bi se formirale baze i kiseline:

Reakcija ide do kraja, ako je odgovarajuća baza ili kiselina topljiva u vodi.

kisik

Kemijski element kisik nalazi se u 2. razdoblju podskupine VIA. Njegova elektronička formula je 1s 2 2s 2 2p 4. Jednostavna tvar je kisik - plin bez boje i mirisa, lagano topljiv u vodi. Snažan oksidans. Njegove karakteristične kemijske osobine su:

Reakcije jednostavnih i složenih tvari s kisikom često su praćene oslobađanjem topline i svjetla. Takve se reakcije nazivaju reakcije izgaranja.

Kisik se široko koristi u gotovo svim područjima kemijske industrije: za proizvodnju željeza i čelika, za proizvodnju dušične i sumporne kiseline. U procesima toplinske energije troši se velika količina kisika.

Posljednjih godina problem skladištenja kisika u atmosferi postaje sve akutniji. Do danas je jedini izvor koji obnavlja rezerve atmosferskog kisika vitalna aktivnost zelenih biljaka.

halogena

Grupa VII sadrži fluor, klor, brom, jod i astatin. Ti se elementi nazivaju i halogeni (u prijevodu - rađanje soli).

Na razini vanjske energije svih tih elemenata nalazi se 7 elektrona (konfiguracije ns 2 np 5), najkarakterističnija oksidacijska stanja su –1, +1, +5 i +7 (osim fluora).

Atomi svih halogena tvore jednostavne tvari sastava Hal₂.

Halogeni su tipični nemetali. Tijekom prijelaza iz fluora u astatin dolazi do povećanja radijusa atoma, smanjuju se nemetalna svojstva, smanjuju se oksidacijska svojstva i povećavaju redukcijske osobine.

Fizička svojstva halogena prikazana su u tablici 8.

Kemijski halogeni su vrlo aktivni. Njihova reaktivnost se smanjuje s povećanjem broja sekvenci. Neke od reakcija koje su tipične za njih navedene su u nastavku primjenom klora:

Spojevi vodika halogena - vodikovih halogenida imaju opću formulu HHal. Njihove vodene otopine su kiseline čija se čvrstoća povećava od HF do HI.

Halogene kiseline (osim HF) mogu reagirati s takvim jakim oksidirajućim sredstvima kao KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, CrO₃ i drugi, s formiranjem halogena:

Halogeni tvore niz oksida, na primjer, za klor su poznati kiseli oksidi sastava Cl.₂Clo₂, Cio₃, cl₂O₇. Svi ovi spojevi dobiveni su indirektnim metodama. Oni su jaki oksidanti i eksplozivne tvari.

Najstabilniji od klornih oksida je Cl₂O₇. Klorni oksidi lako reagiraju s vodom i tvore kiseline koje sadrže kisik: hipoklorirani HCl, klorid HClO₂, klorna HClO₃ i klorova HCl₄, na primjer:

U industriji, brom se dobiva zamjenom klora iz bromida, te u laboratorijskoj praksi, oksidacijom bromida:

Jednostavna tvar brom je snažno oksidirajuće sredstvo, lako reagira s mnogim jednostavnim tvarima, formirajući bromide; istiskuje jod iz jodida.

Jednostavna tvar jod, I₂, je crno s metalnim sjajem kristala, koji su sublimirani, to jest, ići u paru, zaobilazeći tekuće stanje. Jod je slabo topiv u vodi, ali je topiv u nekim organskim otapalima (alkohol, benzen itd.).

Jod je prilično jak oksidirajući agens koji može oksidirati brojne metale i neke nemetale.

Kemijski element sumpor nalazi se u 3. razdoblju podskupine VIA. Njegova elektronička formula je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Jednostavna supstanca je sumpor - žuti nemetal. Postoji u dvije alotropne modifikacije: rombičnom i monoklinskom iu amorfnom obliku (plastični sumpor). Pokazuje i oksidirajuća i reducirajuća svojstva. Moguće su reakcije nesrazmjernosti. Njegove karakteristične kemijske osobine su:

Sumpor tvori hlapljivi vodikov spoj - vodikov sulfid. Njegova vodena otopina je slaba dvobazna kiselina. Vodikov sulfid je također karakteriziran redukcijskim svojstvima:

Sumpor tvori dva kisela oksida: sumpor (IV) oksid SO₂ i sumporov oksid (VI) SO₃. Prvi odgovara slaboj sumpornoj kiselini H koja postoji samo u otopini.₂SO₃; drugi je jaka dvobazična sumporna kiselina H₂SO₄. Koncentrirana sumporna kiselina pokazuje jaka oksidirajuća svojstva. U nastavku su navedene tipične reakcije za ove spojeve:

Sumporna kiselina se u velikim količinama proizvodi u industriji. Sve industrijske metode za proizvodnju sumporne kiseline temelje se na početnoj proizvodnji sumpornog oksida (IV), njegovoj oksidaciji do sumpornog oksida (VI) i interakciji potonjeg s vodom.

Dušik kemijskog elementa je u 2. razdoblju, skupina V, glavna podskupina DI periodnog sustava. Mendeljejev. Njegova elektronička formula je 1s 2 2s 2 2p 3. U njegovim spojevima dušik pokazuje oksidacijska stanja –3, –2, + 1, + 2, +3, +4, +5.

Dušik jednostavne tvari je bezbojni plin bez mirisa koji je slabo topiv u vodi. Tipični nemetalni. Pod normalnim uvjetima, kemijski malo aktivan. Kada se zagrijava ulazi u redoks reakcije.

Dušik tvori okside sastava N₂O, NO, N₂O₃, NE₂, N₂O₄, N₂O₅. U ovom slučaju, N₂O, NO su oksidi koji ne stvaraju soli, a karakteriziraju ih redoks reakcije; N₂O₃, NE₂, N₂O₄, N₂O₅ kiseli oksidi koji stvaraju soli, a koji su također karakteristični za redoks reakcije, uključujući reakcije disproporcijacije.

Kemijska svojstva dušikovih oksida:

Dušik tvori hlapljivi vodik spoj NH₃, amonijaka. Pod normalnim uvjetima, to je bezbojni plin karakterističnog jakog mirisa; vrelište –33,7 ° C, talište –77,8 ° C. Amonijak je visoko topljiv u vodi (700 volumena NH₃ 1 volumena vode na 20 ° C) i nekoliko organskih otapala (alkohol, aceton, kloroform, benzen).

Kemijska svojstva amonijaka:

Dušik tvori dušičnu kiselinu HNO₂ (u slobodnom obliku poznato je samo u plinskoj fazi ili otopinama). To je slaba kiselina, njezine se soli nazivaju nitriti.

Osim toga, dušik tvori vrlo jaku dušičnu kiselinu HNO₃. Posebna značajka dušične kiseline je da njegove oksidacijsko-redukcijske reakcije s metalima ne emitiraju vodik, već stvaraju različite okside dušika ili amonijeve soli, na primjer:

U reakcijama s nemetalima koncentrirana dušična kiselina ponaša se kao snažno oksidirajuće sredstvo:

Dušična kiselina također može oksidirati sulfide, jodide itd.

Ponovno naglašavamo. Napišite jednadžbe redoks reakcija koje uključuju HNO₃ obično uvjetna. U pravilu označavaju samo proizvod koji se formira u većim količinama. U nekim od tih reakcija detektiran je vodik kao produkt redukcije (reakcija razrijeđenog HNO₃ s Mg i Mn).

Soli dušične kiseline nazivaju se nitrati. Svi nitrati su dobro topljivi u vodi. Nitrati su termički nestabilni i lako se raspadaju pri zagrijavanju.

Posebni slučajevi razgradnje amonijevog nitrata:

Opći obrasci toplinske razgradnje nitrata:

fosfor

Kemijski element fosfor nalazi se u 3. razdoblju, V skupina, glavna podgrupa periodnog sustava D.I. Mendeljejev. Njegova elektronička formula je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Jednostavna tvar fosfor postoji u obliku nekoliko alotropnih modifikacija (sastav alotropije). Bijeli fosfor P₄, na sobnoj temperaturi, mekana, topi se, vrije bez raspadanja. Crveni fosfor P_n, sastoji se od polimernih molekula različitih duljina. Kada se zagrijava sublimira. Crni fosfor se sastoji od kontinuiranih lanaca_n, ima slojevitu strukturu, po izgledu sličnu grafitu. Najreaktivniji je bijeli fosfor.

U industriji, fosfor se dobiva kalciniranjem kalcijevog fosfata ugljenom i pijeskom na 1500 ° C:

U reakcijama koje slijede, bilo koja modifikacija fosfora ulazi, osim ako nije drugačije naznačeno:

Fosfor tvori hlapljivi vodikov spoj - fosfin, PH₃. Ovaj plinoviti spoj s izrazito neugodnim oštrim mirisom. Njegove soli, za razliku od amonijačnih soli, postoje samo na niskim temperaturama. Fosfin lako ulazi u redoks reakcije:

Fosfor tvori dva kisela oksida: P₂O₃ i P₂O₅. Potonji odgovara fosfornoj (ortofosfornoj) kiselini H₃PO₄. To je umjereno jaka tribazinska kiselina, koja tvori tri reda soli: srednji (fosfati) i kiseli (hidro- i dihidrofosfati). U nastavku su navedene jednadžbe kemijskih reakcija karakterističnih za ove spojeve:

ugljen

Kemijski element ugljika nalazi se u 2. razdoblju, glavnoj podskupini četvrte skupine periodičkog sustava D.I. Mendeleev, njegova elektronska formula je 1s 2 2s 2 2p 2, najkarakterističnija oksidacijska stanja su –4, +2, +4.

Za ugljik poznate su stabilne alotropne modifikacije (grafit, dijamant, alotropija strukture), u obliku u kojem se nalaze u prirodi, kao i karbin i fulereni dobiveni laboratorijskim metodama.

Dijamant je kristalna tvar s atomskom koordinacijskom kubičnom rešetkom. Svaki atom ugljika u dijamantu je u stanju sp3 hibridizacije i formira ekvivalentne jake veze s četiri susjedna atoma ugljika. To dovodi do izuzetne tvrdoće dijamanta i odsutnosti vodljivosti u normalnim uvjetima.

U grafitu su ugljikovi atomi u stanju sp2 hibridizacije. Atomi ugljika su kombinirani u beskonačne slojeve šestočlani prstenova, stabiliziranih sa ω-vezom, delokaliziranim unutar cijelog sloja. To objašnjava metalni sjaj i električnu vodljivost grafita. Slojevi ugljika su spojeni u kristalnu rešetku uglavnom zbog intermolekularnih sila. Snaga kemijskih veza u ravnini makromolekula mnogo je veća od one između slojeva, pa je grafit prilično mekan, lako slojevit i kemijski nešto aktivniji od dijamanta.

Sastav drvenog ugljena, čađe i koksa uključuje vrlo male kristale grafita s vrlo velikom površinom, koji se nazivaju amorfni ugljik.

U karabinu, ugljikov atom je u stanju sp-hibridizacije. Njegova kristalna rešetka izgrađena je od ravnih lanaca dviju vrsta:

Karbin je crni prah gustoće 1,9-2,0 g / cm3, poluvodič.

Alotropne modifikacije ugljika mogu se pretvoriti jedna u drugu pod određenim uvjetima. Dakle, kada se zagrijava bez pristupa zraku na temperaturi od 1750 ° C, dijamant se pretvara u grafit.

U normalnim uvjetima, ugljik je vrlo inertan, ali na visokim temperaturama reagira s različitim tvarima, najreaktivniji oblik je amorfni ugljik, grafit je manje aktivan, a najviše inertan je dijamant.

Reakcije ugljika:

Ugljik je otporan na kiseline i lužine. Samo vruće koncentrirane dušične i sumporne kiseline mogu ga oksidirati u ugljični dioksid (IV):

Ugljik oporavlja mnoge metale iz njihovih oksida. U isto vrijeme, ovisno o prirodi metala, nastaju ili čisti metali (oksidi željeza, kadmija, bakra, olova) ili odgovarajući karbidi (oksidi kalcija, vanadija, tantala), na primjer:

Ugljik tvori dva oksida: CO i CO₂.

Ugljični monoksid (II) CO (ugljični monoksid) je bezbojni plin bez mirisa, slabo topljiv u vodi. Ovaj spoj je jak redukcijski agens. Gori na zraku s velikom količinom topline, tako da je CO dobro plinovito gorivo.

Ugljični monoksid (II) reducira mnoge metale iz njihovih oksida:

Ugljični monoksid (II) je oksid koji ne stvara sol, ne reagira s vodom i lužinama.

Ugljik monoksid (IV) CO₂ (ugljični dioksid) je bezbojan, nezapaljiv plin bez mirisa, slabo topljiv u vodi. U tehnologiji se obično dobiva toplinskom razgradnjom CaCO₃, iu laboratorijskoj praksi - djelovanje na CaCO₃ klorovodična kiselina:

Ugljični monoksid (IV) je kiseli oksid. Njegove karakteristične kemijske osobine su:

Ugljični monoksid (IV) odgovara vrlo slaboj dvobaznoj ugljičnoj kiselini H₂CO₃, koji ne postoji u svom čistom obliku. Formira dva reda soli: srednji - karbonati, na primjer, kalcijev karbonat CaCO₃, i kiseli - bikarbonati, kao što je Ca (HCO₃)₂ kalcijev bikarbonat.

Karbonati se pretvaraju u bikarbonate pod djelovanjem viška ugljičnog dioksida u vodenom okolišu:

Kalcijev bikarbonat pretvara se u karbonat pod djelovanjem kalcijevog hidroksida:

Bikarbonati i karbonati se raspadaju pri zagrijavanju:

silicij

Kemijski element silicij je u trećem razdoblju IVA skupina periodnog sustava D.I. Mendeljejev. Njegova elektronska formula je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, najkarakterističnija oksidacijska stanja su –4, +4.

Silicij se dobiva reduciranjem njegovog oksida magnezijem ili ugljikom u električnim pećima i silicija visoke čistoće smanjenjem SiCl.₄ cink ili vodik, na primjer:

Silicij može postojati u kristalnom ili amorfnom obliku. U normalnim uvjetima, silicij je prilično stabilan, a amorfni silicij je reaktivniji od kristala. Za silicij je najstabilnije oksidacijsko stanje +4.

Silikonske reakcije:

Silicij ne reagira s kiselinama (osim HF), pasiviziran je kiselim oksidirajućim sredstvima, ali je dobro topljiv u smjesi fluorovodične i dušične kiseline, što se može opisati jednadžbom:

Silicijev oksid (IV), SiO₂ (silika), nalazi se u prirodi uglavnom u obliku kvarcnog minerala. Kemijski prilično stabilan, pokazuje svojstva kiselog oksida.

Svojstva oksida silicija (IV):

Silicij formira kiseline različitog sadržaja SiO.₂ i H₂Sastav spoja H₂SiO₃ u svom čistom obliku nije odabran, ali za jednostavnost, može se pisati u jednadžbi reakcije:

Zadaci obuke

1. Vodik pod odgovarajućim uvjetima reagira sa svakom od dvije tvari:

1) kisik i željezo
2) siva i kromirana
3) ugljikov monoksid (II) i klorovodična kiselina
4) dušik i natrij

2. Jesu li sljedeće tvrdnje o vodiku točne?

A. Vodikov peroksid može se dobiti sagorijevanjem vodika u višku kisika.
B. Reakcija između vodika i sumpora ide bez katalizatora.