W większości reakcji Si działa jako środek redukujący:

Główny Zboża

W większości reakcji Si działa jako środek redukujący:

W niskich temperaturach krzem jest chemicznie obojętny, a po podgrzaniu jego reaktywność gwałtownie wzrasta.

1. Oddziałuje z tlenem w T powyżej 400 ° C:

Si + O₂ = SiO₂ tlenek krzemu

2. Reaguje z fluorem już w temperaturze pokojowej:

Si + 2F₂ = SiF₄ tetrafluorek krzemienia

3. Z pozostałymi halogenami reakcje przebiegają w temperaturze = 300 - 500 ° C

4. W przypadku pary siarki w temperaturze 600 ° C tworzy się dwusiarczek:

5. Reakcja z azotem zachodzi powyżej 1000 ° C:

6. W temperaturze = 1150 ° C reaguje z węglem:

Sio₂ + 3С = SiС + 2СО

Twardość karborund jest bliski diamentowi.

7. Krzem nie reaguje bezpośrednio z wodorem.

8. Krzem jest odporny na kwasy. Oddziałuje tylko z mieszaniną kwasów azotowego i fluorowodorowego (fluorowodorowego):

9. reaguje z roztworami alkalicznymi, tworząc krzemiany i uwalnianie wodoru:

10. Redukcyjne właściwości krzemu służą do oddzielania metali od ich tlenków:

2MgO = Si = 2Mg + SiO₂

W reakcjach z metalami Si utleniaczem jest:

Krzem tworzy krzemki z s-metalami i większością d-metali.

Skład krzemków tego metalu może być inny. (Na przykład FeSi i FeSi₂; Ni₂Si i NiSi₂.) Jednym z najbardziej znanych krzemków jest krzemek magnezu, który można otrzymać przez bezpośrednie oddziaływanie prostych substancji:

Silan (monosilan) SiH₄

Silany (wodorki krzemu) Si_nH_{2n + 2}, (por. alkany), gdzie n = 1-8. Silany są analogami alkanów, różnią się od nich niestabilnością łańcuchów Si-Si-.

Monosilan SiH₄ - bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu; rozpuszczony w etanolu, benzynie.

1. Rozkład krzemku magnezu kwasem chlorowodorowym: Mg₂Si + 4HCI = 2MgCI₂ + SiH₄

2. Redukcja halogenków Si za pomocą wodorku litowo-glinowego: SiCl₄ + LiAlH₄ = SiH₄↑ + LiCl + AlCl₃

Silan jest silnym środkiem redukującym.

1.SiH₄ jest utleniany przez tlen nawet w bardzo niskich temperaturach:

2. SiH₄ łatwo hydrolizowany, zwłaszcza w środowisku zasadowym:

Tlenek krzemu (IV) (krzemionka) SiO₂

Krzemionka występuje w postaci różnych form: krystalicznej, bezpostaciowej i szklistej. Najczęstszą postacią krystaliczną jest kwarc. Wraz ze zniszczeniem skał kwarcowych powstają piaski kwarcowe. Kwarcowe monokryształy są przezroczyste, bezbarwne (kryształ górski) lub zabarwione zanieczyszczeniami w różnych kolorach (ametyst, agat, jaspis itp.).

Amorficzny SiO₂ występuje w postaci opalizującego minerału: żel krzemionkowy jest sztucznie złożony z cząstek koloidalnych SiO₂ i jest bardzo dobrym adsorbentem. Ciepliste SiO₂ znany jako szkło kwarcowe.

Właściwości fizyczne

W wodzie SiO₂ rozpuszcza się bardzo nieznacznie, w rozpuszczalnikach organicznych również praktycznie się nie rozpuszcza. Krzemionka jest dielektrykiem.

Właściwości chemiczne

1. SiO₂ - tlenek kwasu, a zatem amorficzna krzemionka powoli rozpuszcza się w wodnych roztworach alkaliów:

2. SiO₂ oddziałuje również po podgrzaniu z tlenkami podstawowymi:

3. Będąc nielotnym tlenkiem, SiO₂ wypiera dwutlenek węgla z Na₂CO₃ (podczas syntezy):

4. Krzemionka reaguje z kwasem fluorowodorowym, tworząc kwas fluorowodorowy H₂SiF₆:

5. W 250 - 400 ° С SiO₂ oddziałuje z gazowym HF i F₂, tworzenie tetrafluorosilanu (tetrafluorek krzemu):

Kwas krzemowy

- kwas ortokrzemowy H₄Sio₄;

- kwas metakrzemowy (krzemowy) H₂Sio₃;

- kwasy di- i polikrzemowe.

Wszystkie kwasy krzemowe są słabo rozpuszczalne w wodzie, łatwo tworzą roztwory koloidalne.

Sposoby uzyskania

1. Osadzanie kwasów z roztworów krzemianów metali alkalicznych:

2. Hydroliza chlorosilanów: SiCl₄ + 4H₂O = H₄Sio₄ + 4HCl

Właściwości chemiczne

Kwasy krzemowe są bardzo słabymi kwasami (słabszymi niż kwas węglowy).

Po podgrzaniu są odwodnione, tworząc krzemionkę jako produkt końcowy.

Krzemiany - sole kwasu krzemowego

Ponieważ kwasy krzemowe są wyjątkowo słabe, ich sole w roztworach wodnych są silnie hydrolizowane:

Sio₃ 2- + H₂O = HSiO₃ - + OH - (medium alkaliczne)

Z tego samego powodu, gdy dwutlenek węgla przechodzi przez roztwory krzemianów, kwas krzemowy jest z nich wypierany:

Reakcję tę można uznać za reakcję jakościową na jony krzemianowe.

Wśród krzemianów tylko Na jest wysoce rozpuszczalny.₂Sio₃ i K₂Sio₃, które nazywane są szkłem rozpuszczalnym, a ich roztwory wodne są ciekłym szkłem.

Szkło

Zwykłe szkło okienne ma skład Na₂O • CaO • 6SiO₂, to jest mieszanina krzemianów sodu i wapnia. Jest wytwarzany przez topienie sody Na₂CO₃, wapień SASO₃ i piasek sio₂;

Cement

Spoiwo proszkowe, które podczas interakcji z wodą tworzy plastyczną masę, która z czasem zamienia się w ciało podobne do litej skały; główny materiał budowlany.

Skład chemiczny najczęściej stosowanego cementu portlandzkiego (w% masowych) wynosi 20–23% SiO₂; 62 - 76% CaO; 4 - 7% Al₂O₃; 2-5% Fe₂O₃; 1-5% MgO.

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

Odpowiedź

PlatinumBone

Po pierwsze krzem reaguje z wodorotlenkiem sodu, ale pod bardzo ważnym warunkiem: jeśli wodorotlenek sodu jest w pełni skoncentrowany! Reakcja:

Następuje druga reakcja, nawet jeśli wodorotlenek sodu jest rozcieńczony! W warunkach: Ogrzewanie. Woda uczestniczy w reakcji:

Po drugie: krzem nigdy nie reaguje z rozcieńczonym kwasem siarkowym! Ponieważ w tym przypadku kwas siarkowy (dec.) Nie jest środkiem utleniającym, dlatego tylko aktywne chemicznie niemetale mogą oddziaływać ze sobą, mogą to być fluorowce.

Po trzecie: Tak! A tutaj kwas siarkowy (stęż.) Jest przyzwoitym utleniaczem! I utlenia krzem do maksymalnego stopnia utlenienia +4, podczas gdy krzem będzie działać jako czynnik redukujący i przywróci siarkę do +4. Reakcja:

-------------------------------------------------------------------------------------------------
Masz jakieś pytania? Zapytaj! Pomógł? a Click- dzięki! Dzięki!
„Jeśli ktoś wie, czego chce, to znaczy, że albo dużo wie, albo chce trochę”.

http://znanija.com/task/428966

SiO2 + H2SO4 =? równanie reakcji

Napisz równanie reakcji między dwutlenkiem krzemu a kwasem siarkowym (SiO2 + H2SO4 =?). Czy jest nawet możliwa interakcja między tymi substancjami? Podaj krótki opis tlenku krzemu (IV): wskaż jego podstawowe właściwości fizyczne i chemiczne, a także metody produkcji.

Krystaliczny dwutlenek krzemu występuje w przyrodzie głównie w postaci minerału kwarcowego. Przezroczyste, bezbarwne kryształy kwarcu, w postaci sześciokątnych graniastosłupów z sześciokątnymi piramidami na końcach, nazywane są kryształami górskimi. Kryształ górski zabarwiony zanieczyszczeniami liliowymi nazywany jest ametystem, aw brązowawym nazywany jest dymnym topazem.
Krystaliczny dwutlenek krzemu jest bardzo stały, nierozpuszczalny w wodzie i topi się, zmieniając się w bezbarwną ciecz. Chłodząc tę ciecz, otrzymuje się przezroczystą szklistą masę bezpostaciowego dwutlenku krzemu, która wygląda podobnie do szkła.
Dwutlenek krzemu jest tlenkiem kwasowym i dlatego nie reaguje z kwasami, tj. napisz równanie reakcji dla schematu [SiO2 + H2SO4 =?] niemożliwe. Odpowiada słabo słabo rozpuszczalnym kwasom krzemowym w wodzie. Mogą być reprezentowane przez ogólny wzór.
Nie reaguje z kwasami (z wyjątkiem kwasu fluorowodorowego), hydratem amoniaku; z halogenów reaguje tylko z fluorem. Wykazuje właściwości kwasowe, reaguje z alkaliami w roztworze i podczas fuzji. Jest łatwo fluorowany i chlorowany, odzyskiwany przez węgiel i typowe metale. Nie oddziałuje z tlenem. Jest rozpowszechniony w naturze w postaci kwarcu (ma wiele odmian zabarwionych zanieczyszczeniami).

Sole kwasu krzemowego - krzemiany - są w większości nierozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalne są tylko krzemiany sodu i potasu. Otrzymuje się je przez stapianie dwutlenku krzemu z alkalicznymi zasadami lub węglanami potasu i sodu, na przykład:

Zarejestruj się lub zaloguj, aby dodać odpowiedź.

Kopiowanie materiałów ze strony jest możliwe tylko za zgodą.
administrowanie portalem i obecność aktywnego linku do źródła.

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

Właściwości chemiczne krzemu

Treść

Ogólny opis przedmiotu
Reakcje z niemetalami
Interakcja z metalami
Reakcje z substancjami złożonymi
Czego się nauczyliśmy?
Raport punktowy

Bonus

Test na temat

Ogólny opis przedmiotu

Krzem znajduje się w czwartej grupie i trzecim okresie układu okresowego. Jądro atomu krzemu ma dodatni ładunek +14. Wokół jądra porusza się 14 ujemnie naładowanych elektronów.

Atom może przejść w stan wzbudzony z powodu wolnego poziomu d. Dlatego element wykazuje dwa dodatnie stany utleniania (+2 i +4) i jeden ujemny (-4). Konfiguracja elektroniczna - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2.

Rys. 1. Struktura atomu krzemu.

Krzem jest delikatnym półprzewodnikiem o wysokiej temperaturze płyty i temperaturze wrzenia. Stosunkowo lekkie niemetalowe: gęstość wynosi 2,33 g / cm 3.

Nie znaleziono czystego krzemu. Część piasku, kwarcu, agatu, ametystu i innych skał.

Reakcje z niemetalami

Podczas interakcji z niemetalami krzem wykazuje właściwości redukujące - przekazuje elektrony. Reakcje są możliwe tylko przy silnym ogrzewaniu. W normalnych warunkach krzem reaguje tylko z fluorem. Reakcje z podstawowymi niemetalami podano w tabeli.

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

CHEMEGE.RU

Przygotowanie do egzaminu z chemii i olimpiad

Chemia krzemu

Krzem

Pozycja w układzie okresowym pierwiastków chemicznych

Krzem znajduje się w głównej podgrupie grupy IV (lub w grupie 14 w nowoczesnej formie PSCE) iw trzecim okresie okresowego układu pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew.

Struktura elektronowa krzemu

Elektroniczna konfiguracja krzemu w stanie podstawowym:

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

Elektroniczna konfiguracja krzemu w stanie wzbudzonym:

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

Atom krzemu zawiera na poziomie energii zewnętrznej 2 niesparowane elektrony i 1 niedzieloną parę elektronową w stanie energii gruntu i 4 niesparowane elektrony w stanie energii wzbudzonej.

Stopień utlenienia atomu krzemu wynosi od -4 do +4. Typowe stany utleniania to -4, 0, +2, +4.

Właściwości fizyczne, metody uzyskiwania i bycia w przyrodzie krzemu

Krzem jest drugim najczęściej występującym pierwiastkiem na Ziemi po tlenu. Występuje tylko w postaci związków. SiO krzemionka₂ tworzy dużą liczbę substancji naturalnych - kryształ górski, kwarc, krzemionka.

Prosta substancja krzemowa - kryształ atomowy o ciemnoszarym kolorze z metalicznym połyskiem, raczej delikatny. Temperatura topnienia 1415 ° C, gęstość 2,33 g / cm3. Półprzewodnik.

Reakcje jakościowe

Wysokiej jakości reakcja na jony krzemianowe SiO₃ 2- - oddziaływanie soli krzemianowych z mocnymi kwasami. Kwas krzemowy jest słaby. Jest łatwo uwalniany z roztworów soli kwasu krzemowego pod wpływem działania silniejszych kwasów.

Na przykład, jeśli silnie rozcieńczony roztwór kwasu chlorowodorowego zostanie dodany do roztworu krzemianu sodu, to kwas krzemowy nie zostanie uwolniony jako osad, ale jako żel. Rozwiązanie będzie mętne i „twardnieje”.

Na₂Sio₃ + 2HCl = H₂Sio₃ + 2 NaCl

Doświadczenie wideo dotyczące interakcji krzemianu sodu z kwasem chlorowodorowym (wytwarzanie kwasu krzemowego) można zobaczyć tutaj.

Związki krzemu

Główne stany utleniania krzemu to +4, 0 i -4.

http://chemege.ru/silicium/

Tlenek krzemu (IV)

W naturze:

Sio₂ - kwarc, kryształ górski, ametyst, agat, jaspis, opal, krzemionka (główna część piasku)
Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - kaolinit (główna część gliny)
K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - ortoklaz (skalenie)

Właściwości fizyczne
Stała, ogniotrwała substancja, t ° pl. = 1728 ° C, t ° kip. = 2590 ° C, atomowa sieć krystaliczna.

Właściwości chemiczne tlenku krzemu

Sio₂ - tlenek kwasu, odpowiada kwasowi krzemowemu H₂Sio₃
1) Podczas syntezy wchodzi w interakcje z podstawowymi tlenkami, alkaliami, a także z węglanami metali alkalicznych i ziem alkalicznych, tworząc sole, krzemiany:

2) Nie reaguje z wodą

3) Z kwasem fluorowodorowym (kwas heksafluorokrzemowy):
Sio₂ + 4HF → SiF₄+ 2H₂O
Sio₂ + 6HF → H₂[SiF₆] + 2H₂O
(reakcje leżą u podstaw procesu trawienia szkła)

Reakcje oksydacyjno-redukcyjne

Interakcja z metalami

W temperaturach powyżej 1000 ° C reaguje z aktywnymi metalami,
wytwarza to krzem:

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

Krzem (Si)

Związki krzemu:

W czystej postaci krzem został po raz pierwszy wyizolowany w 1811 r. (Francuski J.-L. Gay-Lussac i L.J. Tenard). Czysty pierwiastkowy krzem otrzymano w 1825 r. (Szwed J. Y. Berzelius). Nazwę „krzem” (tłumaczoną ze starożytnej greki jako „góra”) nadano pierwiastkowi chemicznemu w 1834 r. (Rosyjski chemik G. I. Hess).

Krzem jest najczęstszym (po tlenem) pierwiastkiem chemicznym na Ziemi (zawartość skorupy ziemskiej wynosi 28-29% wagowych). W naturze krzem występuje najczęściej w postaci krzemionki (piasek, kwarc, krzemień, skalenie), a także w krzemianach i glinokrzemianach. W czystej postaci krzem jest niezwykle rzadki. Wiele naturalnych krzemianów w czystej postaci to kamienie szlachetne: szmaragd, topaz, akwamaryn - to wszystko krzem. Czysta krystaliczna krzemionka (IV) występuje w postaci kryształu górskiego i kwarcu. Tlenek krzemu, w którym występują różne zanieczyszczenia, tworzy kamienie szlachetne i półszlachetne - ametyst, agat, jaspis.

Rys. Struktura atomu krzemu.

Konfiguracja elektronowa krzemu wynosi 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (patrz Elektroniczna struktura atomów). Na zewnętrznym poziomie energii krzem ma 4 elektrony: 2 sparowane na poziomie 3 s + 2 niesparowane na p-orbitale. Gdy atom krzemu przechodzi w stan wzbudzony, jeden elektron z podpoziomu s „opuszcza” swoją parę i przechodzi do p-podpoziomu, gdzie występuje jeden wolny orbital. Zatem w stanie wzbudzonym konfiguracja elektronowa atomu krzemu ma następującą postać: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.

Rys. Przejście atomu krzemu do stanu wzbudzonego.

Zatem krzem w związkach może wykazywać wartościowość 4 (najczęściej) lub 2 (patrz Walencja). Krzem (a także węgiel), reagując z innymi pierwiastkami, tworzy wiązania chemiczne, w których może zarówno zrezygnować ze swoich elektronów, jak i je zaakceptować, ale jednocześnie zdolność przyjmowania elektronów z atomów krzemu jest mniej wyraźna niż z atomów węgla, ze względu na większy atom krzemu.

Stopień utlenienia krzemu:

-4: SiH₄ (silan) Ca₂Si, Mg₂Si (krzemiany metali);
+4 - najbardziej stabilny: SiO₂ (tlenek krzemu), H₂Sio₃ (kwas krzemowy), krzemiany i halogenki krzemu;
0: Si (substancja prosta)

Krzem jako prosta substancja

Krzem jest ciemnoszarą substancją krystaliczną o metalicznym połysku. Krystaliczny krzem jest półprzewodnikiem.

Krzem tworzy tylko jedną modyfikację alotropową, podobną do diamentu, ale nie tak silną, ponieważ wiązania Si-Si nie są tak silne, jak w diamentowej cząsteczce węgla (patrz Diament).

Krzem amorficzny jest brązowym proszkiem o temperaturze topnienia 1420 ° C

Krystaliczny krzem otrzymuje się z bezpostaciowego przez rekrystalizację. W przeciwieństwie do krzemu amorficznego, który jest dość aktywnym związkiem chemicznym, krzem krystaliczny jest bardziej obojętny pod względem oddziaływania z innymi substancjami.

Struktura sieci krystalicznej krzemu powtarza strukturę diamentu, - każdy atom otoczony jest czterema innymi atomami znajdującymi się w wierzchołkach czworościanu. Atomy wiążą się ze sobą wiązaniami kowalencyjnymi, które nie są tak silne jak wiązania węglowe w diamentie. Z tego powodu nawet w n. Niektóre wiązania kowalencyjne w krzemie krystalicznym ulegają zniszczeniu, w wyniku czego uwalniane są niektóre elektrony, dzięki czemu krzem ma małą przewodność elektryczną. Gdy krzem jest podgrzewany, w świetle lub z dodatkiem pewnych zanieczyszczeń, zwiększa się liczba wiązań kowalencyjnych, które ulegają rozbiciu, w wyniku czego wzrasta liczba wolnych elektronów, aw konsekwencji wzrasta również przewodnictwo elektryczne krzemu.

Właściwości chemiczne krzemu

Podobnie jak węgiel, krzem może być zarówno środkiem redukującym, jak i środkiem utleniającym, w zależności od substancji, z którą reaguje.

Kiedy n. Krzem oddziałuje tylko z fluorem, co tłumaczy się wystarczająco silną krzemową siecią krystaliczną.

Krzem reaguje z chlorem i bromem w temperaturach przekraczających 400 ° C

Krzem oddziałuje z węglem i azotem tylko w bardzo wysokich temperaturach.

W reakcjach z niemetalami krzem działa jako czynnik redukujący:
- w normalnych warunkach niemetali krzem reaguje tylko z fluorem, tworząc halogenek krzemu:
  Si + 2F₂ = SiF₄
- w wysokich temperaturach krzem reaguje z chlorem (400 ° C), tlenem (600 ° C), azotem (1000 ° C), węglem (2000 ° C):
  - Si + 2Cl₂ = SiCl₄ - halogenek krzemu;
  - Si + O₂ = SiO₂ - tlenek krzemu;
  - 3Si + 2N₂ = Si₃N₄ - azotek krzemu;
  - Si + C = SiC - Karborund (węglik krzemu)
W reakcjach z metalami krzem jest środkiem utleniającym (powstają salicydy:
Si + 2Mg = Mg₂Si
W reakcjach ze stężonymi roztworami alkalicznymi krzem reaguje z wydzielaniem wodoru, tworząc rozpuszczalne sole kwasu krzemowego zwane krzemianami:
Si + 2NaOH + H₂O = Na₂Sio₃ + 2H₂↑
Krzem nie reaguje z kwasami (z wyjątkiem HF).

Przygotowanie i stosowanie krzemu

Odbieranie krzemu:

w laboratorium - z krzemionki (terapia aluminium):
3SiO₂ + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃
w przemyśle poprzez redukcję tlenku krzemu za pomocą koksu (technicznie czysty krzem) w wysokiej temperaturze:
Sio₂ + 2C = Si + 2CO
najczystszy krzem otrzymuje się przez redukcję czterochlorku krzemu wodorem (cynkiem) w wysokiej temperaturze:
SiCl₄+2H₂ = Si + 4HCl

Zastosowanie krzemu:

produkcja elementów radiowych półprzewodnikowych;
jako dodatki metalurgiczne w produkcji związków odpornych na ciepło i kwasy;
w produkcji ogniw słonecznych do ogniw słonecznych;
jako prostowniki AC.

Jeśli podoba Ci się strona, będziemy wdzięczni za jej popularyzację :) Powiedz znajomym o nas na forum, na blogu, w społeczności. To jest nasz przycisk:

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

Krzem i siarka

W normalnych warunkach krzem jest raczej obojętny, co tłumaczy się siłą jego sieci krystalicznej, oddziałuje on bezpośrednio z fluorem i jednocześnie wykazuje właściwości redukujące:

Reaguje z chlorem po podgrzaniu do 400–600 ° C:

Interakcja z tlenem

Pokruszony krzem reaguje z tlenem po podgrzaniu do 400–600 ° C:

Interakcja z innymi niemetalami

W bardzo wysokich temperaturach około 2000 ° C reaguje z węglem:

W 1000 ° C reaguje z azotem:

Nie oddziałuje z wodorem.

Oddziaływanie z halogenowodorkami

Reaguje z fluorowodorem w normalnych warunkach:

z chlorowodorem - w 300 ° C, z bromowodorem - w 500 ° C

Interakcja z metalami

Właściwości oksydacyjne krzemu są mniej charakterystyczne, ale przejawiają się w reakcjach z metalami, tworząc w ten sposób krzemki:

Interakcja z kwasami

Krzem jest odporny na kwasy, w środowisku kwaśnym jest pokryty nierozpuszczalną błoną tlenkową i jest pasywowany. Krzem oddziałuje tylko z mieszaniną kwasów fluorowodorowego i azotowego:

Interakcja z alkaliami

Rozpuszcza się w alkaliach, tworząc krzemian i wodór:

Pierwsze

Redukcja z tlenku magnezu lub aluminium:

Sio₂ + 2Mg = Si + 2MgO;

Redukcja koksu w piecach elektrycznych:

Sio₂ + 2C = Si + 2CO.

W tym procesie krzem jest dość zanieczyszczony węglikami krzemu.

Najczystszy krzem otrzymuje się przez redukcję czterochlorku krzemu wodorem w temperaturze 1200 ° C:

Również czysty krzem otrzymuje się przez termiczny rozkład silanu:

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

Właściwości chemiczne prostych substancji niemetalicznych: wodór, tlen, chlorowce, siarka, azot, fosfor, węgiel, krzem

Wodór

Element chemiczny wodoru zajmuje specjalną pozycję w układzie okresowym D.I. Mendelejew. Zgodnie z liczbą elektronów walencyjnych, zdolność do tworzenia uwodnionego jonu H + w roztworach, jest podobna do metali alkalicznych i powinna być umieszczona w grupie I. Zgodnie z liczbą elektronów potrzebnych do uzupełnienia zewnętrznej powłoki elektronowej, wartością energii jonizacji, zdolnością do wykazania ujemnego stanu utlenienia, mały promień atomu wodoru należy umieścić w grupie VII układu okresowego. Zatem umieszczenie wodoru w określonej grupie układu okresowego jest w dużej mierze arbitralne, ale w większości przypadków jest umieszczone w grupie VII.

Formuła elektronowa wodoru 1s 1. Jedyny elektron walencyjny znajduje się bezpośrednio w sferze działania jądra atomowego. Prostota konfiguracji elektronowej wodoru nie oznacza, że właściwości chemiczne tego pierwiastka są proste. Przeciwnie, chemia wodoru bardzo różni się od chemii innych pierwiastków. Wodór w jego związkach jest w stanie wykazać stany utlenienia +1 i –1.

Istnieje wiele metod wytwarzania wodoru. W laboratorium uzyskuje się go dzięki interakcji niektórych metali z kwasami, na przykład:

Wodór można otrzymać przez elektrolizę wodnych roztworów kwasu siarkowego lub zasady. Gdy to nastąpi, proces wydzielania wodoru na katodzie i tlen na anodzie.

W przemyśle wodór jest produkowany głównie z naturalnych i powiązanych gazów, produktów zgazowania paliwa i gazu koksowniczego.

Substancja prosta wodór, H₂, Jest to gaz łatwopalny bez koloru i zapachu. Temperatura wrzenia - 252,8 ° C Wodór jest 14,5 razy lżejszy od powietrza, słabo rozpuszczalny w wodzie.

Cząsteczka wodoru jest stabilna, ma wielką siłę. Ze względu na wysoką energię dysocjacji, rozkład cząsteczek H₂ na atomach występuje w zauważalnym stopniu tylko w temperaturach powyżej 2000 ° C

W przypadku wodoru możliwe są dodatnie i ujemne stopnie utlenienia, dlatego w reakcjach chemicznych wodór może wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące. W przypadkach, gdy wodór działa jako środek utleniający, zachowuje się jak fluorowce, tworząc wodorki podobne do wodorków (wodorki nazywane są grupą związków chemicznych wodoru z metalami i mniej elektroujemne niż on).

Wodór jest znacznie gorszy od halogenów w aktywności utleniającej. Dlatego tylko wodorki metali alkalicznych i ziem alkalicznych wykazują charakter jonowy. Na przykład jonowe i złożone wodory są silnymi środkami redukującymi. Są one szeroko stosowane w syntezach chemicznych.

W większości reakcji wodór zachowuje się jak czynnik redukujący. W normalnych warunkach wodór nie oddziałuje z tlenem, ale po zapaleniu reakcja przebiega z eksplozją:

Mieszanina dwóch objętości wodoru z jedną objętością tlenu nazywana jest gazem detonującym. Przy kontrolowanym spalaniu uwalniana jest duża ilość ciepła, a temperatura płomienia wodoru i tlenu osiąga 3000 ° C.

Reakcja z halogenami przebiega w zależności od natury halogenu na różne sposoby:

W przypadku fluoru taka reakcja prowadzi do wybuchu nawet w niskich temperaturach. W przypadku chloru w świetle reakcja przebiega również z eksplozją. W przypadku bromu reakcja jest znacznie wolniejsza, a przy jodzie nie osiąga końca, nawet w wysokich temperaturach. Mechanizm tych reakcji jest radykalny.

W podwyższonych temperaturach wodór oddziałuje z pierwiastkami z grupy VI - na przykład siarką, selenem, tellurem:

Reakcja wodoru z azotem jest bardzo ważna. Ta reakcja jest odwracalna. Przesunięcie równowagi w kierunku tworzenia amoniaku przy użyciu podwyższonego ciśnienia. W przemyśle proces ten prowadzi się w temperaturze 450–500 ° C, pod ciśnieniem 30 MPa, w obecności różnych katalizatorów:

Wodór redukuje wiele metali z tlenków, na przykład:

Ta reakcja jest używana do produkcji niektórych czystych metali.

Ogromną rolę odgrywają reakcje uwodorniania związków organicznych, które są szeroko stosowane zarówno w praktyce laboratoryjnej, jak iw przemysłowej syntezie organicznej.

Zmniejszenie naturalnych źródeł węglowodorów, zanieczyszczenie środowiska przez produkty spalania paliwa zwiększa zainteresowanie wodorem jako paliwem przyjaznym dla środowiska. Wodór prawdopodobnie będzie odgrywał ważną rolę w przyszłości przemysłu energetycznego.

Obecnie wodór jest szeroko stosowany w przemyśle do syntezy amoniaku, metanolu, uwodornienia paliw stałych i ciekłych, w syntezie organicznej, do spawania i cięcia metali itp.

Woda H₂O, tlenek wodoru, jest najważniejszym związkiem chemicznym. W normalnych warunkach woda jest bezbarwną cieczą, bezwonną i bez smaku. Woda - najczęstsza substancja na powierzchni Ziemi. W ludzkim ciele zawiera 63-68% wody.

Woda jest stabilnym związkiem, jej rozkład na tlen i wodór występuje tylko pod działaniem bezpośredniego prądu elektrycznego lub w temperaturze około 2000 ° C:

Woda oddziałuje bezpośrednio z metalami, które są w szeregu standardowych potencjałów elektronicznych aż do wodoru. W zależności od rodzaju metalu produktami reakcji mogą być odpowiednie wodorotlenki i tlenki. Szybkość reakcji w zależności od rodzaju metalu również zmienia się w szerokim zakresie. Tak więc sód reaguje z wodą w temperaturze pokojowej, reakcji towarzyszy uwolnienie dużej ilości ciepła; żelazo reaguje z wodą w temperaturze 800 ° C

Woda może reagować z wieloma niemetalami, więc w normalnych warunkach woda odwracalnie oddziałuje z chlorem:

W podwyższonych temperaturach woda wchodzi w interakcję z węglem, tworząc tak zwany gaz syntezowy - mieszaninę tlenku węgla (II) i wodoru:

W normalnych warunkach woda reaguje z wieloma tlenkami zasadowymi i kwasowymi, tworząc odpowiednio zasady i kwasy:

Reakcja kończy się, jeśli odpowiednia zasada lub kwas są rozpuszczalne w wodzie.

Tlen

Pierwiastek chemiczny tlenu znajduje się w drugim okresie podgrupy VIA. Jego formuła elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 4. Prostą substancją jest tlen - gaz bez koloru i zapachu, jest słabo rozpuszczalny w wodzie. Silny utleniacz. Jego charakterystyczne właściwości chemiczne to:

Reakcji prostych i złożonych substancji z tlenem często towarzyszy uwalnianie ciepła i światła. Takie reakcje nazywane są reakcjami spalania.

Tlen jest szeroko stosowany w prawie wszystkich obszarach przemysłu chemicznego: do produkcji żelaza i stali, produkcji kwasu azotowego i siarkowego. Ogromna ilość tlenu jest zużywana w procesach energii cieplnej.

W ostatnich latach problem magazynowania tlenu w atmosferze stał się bardziej dotkliwy. Do tej pory jedynym źródłem, które uzupełnia zapasy tlenu atmosferycznego, jest żywotna aktywność zielonych roślin.

Halogeny

Grupa VII zawiera fluor, chlor, brom, jod i astat. Elementy te nazywane są również halogenami (w tłumaczeniu - rodzenie soli).

Na poziomie energii zewnętrznej wszystkich tych elementów występuje 7 elektronów (konfiguracje ns 2 np 5), najbardziej charakterystyczne stany utleniania to –1, +1, +5 i +7 (z wyjątkiem fluoru).

Atomy wszystkich halogenów tworzą proste substancje kompozycji Hal₂.

Halogeny są typowymi niemetalami. Podczas przejścia od fluoru do astatyny następuje wzrost promienia atomu, zmniejszają się właściwości niemetaliczne, zmniejszają się właściwości utleniające i zwiększają się właściwości redukcyjne.

Właściwości fizyczne halogenów przedstawiono w tabeli 8.

Chemicznie halogeny są bardzo aktywne. Ich reaktywność zmniejsza się wraz ze wzrostem liczby sekwencji. Niektóre reakcje typowe dla nich podano poniżej, stosując chlor jako przykład:

Związki wodorowe halogenów - halogenki wodoru mają ogólny wzór HHal. Ich roztworami wodnymi są kwasy, których wytrzymałość wzrasta od HF do HI.

Kwasy halogenowe (z wyjątkiem HF) są w stanie reagować z tak silnymi środkami utleniającymi jak KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, Cro₃ i inne, z tworzeniem halogenów:

Halogeny tworzą serię tlenków, na przykład dla chloru znane są kwaśne tlenki kompozycji Cl.₂O clo₂, Clo₃, Cl₂O₇. Wszystkie te związki otrzymuje się metodami pośrednimi. Są to silne środki utleniające i substancje wybuchowe.

Najbardziej stabilnym tlenkiem chloru jest Cl₂O₇. Tlenki chloru łatwo reagują z wodą tworząc kwasy zawierające tlen: podchlorawy HClO, chlorek HClO₂, chlorowy HClO₃ i chlorowy HClO₄, na przykład:

W przemyśle brom otrzymuje się przez wypieranie chloru z bromków, aw praktyce laboratoryjnej przez utlenianie bromków:

Prosta substancja bromowa jest silnym środkiem utleniającym, łatwo reaguje z wieloma prostymi substancjami, tworząc bromki; wypiera jod z jodków.

Prosta substancja jodowa, ja₂, jest czarny z metalicznym połyskiem kryształów, które są sublimowane, to znaczy przechodzą w parę, omijając stan ciekły. Jod jest słabo rozpuszczalny w wodzie, ale raczej rozpuszczalny w niektórych rozpuszczalnikach organicznych (alkohol, benzen itp.).

Jod jest dość silnym środkiem utleniającym zdolnym do utleniania wielu metali i niektórych niemetali.

Siarka pierwiastka chemicznego znajduje się w trzecim okresie podgrupy VIA. Jego formuła elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Prostą substancją jest siarka - żółty niemetal. Występuje w dwóch alotropowych modyfikacjach: rombowej i jednoskośnej oraz w formie amorficznej (siarka z tworzywa sztucznego). Pokazuje właściwości utleniające i redukujące. Możliwe są reakcje dysproporcjonowania. Jego charakterystyczne właściwości chemiczne to:

Siarka tworzy lotny związek wodoru - siarkowodór. Jego wodny roztwór jest słabym kwasem dwuzasadowym. Siarkowodór charakteryzuje się również właściwościami redukującymi:

Siarka tworzy dwa kwaśne tlenki: tlenek siarki (IV) SO₂ i tlenek siarki (VI) SO₃. Pierwszy odpowiada słabemu kwasowi siarkowemu H występującemu tylko w roztworze.₂TAK₃; drugi to silny dwuzasadowy kwas siarkowy H₂TAK₄. Stężony kwas siarkowy wykazuje silne właściwości utleniające. Poniżej przedstawiono typowe reakcje dla tych związków:

Kwas siarkowy jest produkowany w dużych ilościach w przemyśle. Wszystkie przemysłowe metody wytwarzania kwasu siarkowego opierają się na początkowej produkcji tlenku siarki (IV), jego utlenieniu do tlenku siarki (VI) i oddziaływaniu tego ostatniego z wodą.

Azot pierwiastka chemicznego jest w drugim okresie, grupa V, główna podgrupa układu okresowego DI. Mendelejew. Jego formuła elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 3. W swoich związkach azot wykazuje stopień utlenienia –3, –2, + 1, + 2, +3, +4, +5.

Prosta substancja azot jest bezbarwnym, bezwonnym gazem, słabo rozpuszczalnym w wodzie. Typowy niemetalowy. W normalnych warunkach mało chemicznie aktywny. Po podgrzaniu wchodzi w reakcje redoks.

Azot tworzy tlenki o składzie N₂O, NO, N₂O₃, NIE₂, N₂O₄, N₂O₅. W tym przypadku N₂O, NO są tlenkami nie tworzącymi soli, które charakteryzują się reakcjami redoks; N₂O₃, NIE₂, N₂O₄, N₂O₅ - tworzące sól tlenki kwasów, które są również charakterystyczne dla reakcji redoks, w tym reakcje dysproporcjonowania.

Właściwości chemiczne tlenków azotu:

Azot tworzy lotny związek wodorowy NH₃, amoniak W normalnych warunkach jest to bezbarwny gaz o charakterystycznym silnym zapachu; temperatura wrzenia –33,7 ° C, temperatura topnienia –77,8 ° C Amoniak jest wysoce rozpuszczalny w wodzie (700 objętości NH₃ 1 objętość wody o temperaturze 20 ° C) i pewna liczba rozpuszczalników organicznych (alkohol, aceton, chloroform, benzen).

Właściwości chemiczne amoniaku:

Azot tworzy kwas azotawy HNO₂ (w postaci wolnej znany jest tylko w fazie gazowej lub roztworach). Jest to słaby kwas, jego sole nazywane są azotynami.

Ponadto azot tworzy bardzo silny kwas azotowy HNO₃. Szczególną cechą kwasu azotowego jest to, że jego reakcje utleniania-redukcji z metalami nie emitują wodoru, ale tworzą różne tlenki azotu lub sole amonowe, na przykład:

W reakcjach z niemetalami stężony kwas azotowy zachowuje się jak silny środek utleniający:

Kwas azotowy może również utleniać siarczki, jodki itp.:

Podkreślamy ponownie. Napisz równania reakcji redoks z udziałem HNO₃ zazwyczaj warunkowy. Z reguły wskazują tylko produkt, który powstaje w większych ilościach. W niektórych z tych reakcji wykryto wodór jako produkt redukcji (reakcja rozcieńczonego HNO₃ z Mg i Mn).

Sole kwasu azotowego nazywane są azotanami. Wszystkie azotany są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Azotany są niestabilne termicznie i łatwo ulegają rozkładowi po podgrzaniu.

Szczególne przypadki rozkładu azotanu amonu:

Ogólne wzorce termicznego rozkładu azotanów:

Fosfor

Pierwiastek chemiczny fosforu znajduje się w trzecim okresie, grupa V, główna podgrupa układu okresowego D.I. Mendelejew. Jego formuła elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Fosfor prosty występuje w postaci kilku modyfikacji alotropowych (skład alotropii). Biały fosfor P₄, w temperaturze pokojowej, miękki, topi się, wrze bez rozkładu. Czerwony fosfor P_n, składa się z cząsteczek polimeru o różnych długościach. Po podgrzaniu sublimuje. Czarny fosfor składa się z ciągłych łańcuchów_n, ma strukturę warstwową, wyglądem podobnym do grafitu. Najbardziej reaktywny jest biały fosfor.

W przemyśle fosfor otrzymuje się przez kalcynowanie fosforanu wapnia węglem i piaskiem w temperaturze 1500 ° C:

W poniższych reakcjach wszelkie modyfikacje fosforu wchodzą, chyba że zaznaczono inaczej:

Fosfor tworzy lotny związek wodoru - fosfinę, PH₃. Ten gazowy związek o wyjątkowo nieprzyjemnym ostrym zapachu. Jego sole, w przeciwieństwie do soli amoniaku, istnieją tylko w niskich temperaturach. Fosfina łatwo wchodzi w reakcje redoks:

Fosfor tworzy dwa kwaśne tlenki: P₂O₃ i P₂O₅. Ta ostatnia odpowiada kwasowi fosforowemu (ortofosforowemu) H₃PO₄. Jest to kwas trójzasadowy o umiarkowanej sile, który tworzy trzy rzędy soli: średni (fosforany) i kwaśny (hydro- i dihydrofosforany). Poniżej przedstawiono równania reakcji chemicznych charakterystyczne dla tych związków:

Węgiel

Pierwiastek chemiczny węgla znajduje się w drugim okresie, głównej podgrupie czwartej grupy układu okresowego D.I. Mendelejew, jego elektroniczna formuła to 1s 2 2s 2 2p 2, najbardziej charakterystyczne stany utleniania to –4, +2, +4.

W przypadku węgla znane są stabilne modyfikacje alotropowe (grafit, diament, alotropia struktury), w postaci których występuje w naturze, a także karbin i fulereny uzyskane metodami laboratoryjnymi.

Diament jest krystaliczną substancją o atomowej koordynacji sześciennej sieci. Każdy atom węgla w diamentie jest w stanie hybrydyzacji sp3 i tworzy równoważne silne wiązania z czterema sąsiadującymi atomami węgla. Prowadzi to do wyjątkowej twardości diamentu i braku przewodności w normalnych warunkach.

W graficie atomy węgla są w stanie hybrydyzacji sp2. Atomy węgla są połączone w nieskończone warstwy sześcioczłonowych pierścieni, stabilizowane wiązaniem ω, zdelokalizowane w całej warstwie. To wyjaśnia metaliczny połysk i przewodność elektryczną grafitu. Warstwy węglowe łączą się w sieć krystaliczną głównie dzięki siłom międzycząsteczkowym. Siła wiązań chemicznych w płaszczyźnie makrocząsteczki jest znacznie większa niż siła między warstwami, więc grafit jest raczej miękki, łatwo uwarstwiony i chemicznie nieco bardziej aktywny niż diament.

Skład węgla drzewnego, sadzy i koksu obejmuje bardzo małe kryształy grafitu o bardzo dużej powierzchni, zwane węglem amorficznym.

W Carbine atom węgla znajduje się w stanie sp-hybrydyzacji. Jego sieć krystaliczna zbudowana jest z prostych łańcuchów dwóch typów:

Karbin jest czarnym proszkiem o gęstości 1,9-2,0 g / cm3, jest półprzewodnikiem.

Alotropowe modyfikacje węgla mogą przekształcić się w siebie w pewnych warunkach. Tak więc po podgrzaniu bez dostępu powietrza w temperaturze 1750 ° C diament zamienia się w grafit.

W normalnych warunkach węgiel jest bardzo obojętny, ale w wysokich temperaturach reaguje z różnymi substancjami, najbardziej reaktywną postacią jest amorficzny węgiel, grafit jest mniej aktywny, a najbardziej obojętny jest diament.

Reakcje węglowe:

Węgiel jest odporny na kwasy i zasady. Tylko gorące skoncentrowane kwasy azotowe i siarkowe mogą utleniać je do dwutlenku węgla (IV):

Węgiel odzyskuje wiele metali z ich tlenków. Jednocześnie, w zależności od rodzaju metalu, powstają czyste metale (tlenki żelaza, kadmu, miedzi, ołowiu) lub odpowiednie węgliki (tlenki wapnia, wanadu, tantalu), na przykład:

Węgiel tworzy dwa tlenki: CO i CO₂.

Tlenek węgla (II) CO (tlenek węgla) jest bezbarwnym, bezwonnym gazem, słabo rozpuszczalnym w wodzie. Ten związek jest silnym środkiem redukującym. Spala się w powietrzu z dużą ilością ciepła, dzięki czemu CO jest dobrym paliwem gazowym.

Tlenek węgla (II) redukuje wiele metali z ich tlenków:

Tlenek węgla (II) jest tlenkiem nie tworzącym soli, nie reaguje z wodą i zasadami.

Tlenek węgla (IV) CO₂ (dwutlenek węgla) jest bezbarwnym, bezwonnym, niepalnym gazem, słabo rozpuszczalnym w wodzie. W technologii zazwyczaj uzyskuje się ją przez rozkład termiczny CaCO₃, oraz w praktyce laboratoryjnej - działanie na CaCO₃ kwas solny:

Tlenek węgla (IV) jest tlenkiem kwasowym. Jego charakterystyczne właściwości chemiczne to:

Tlenek węgla (IV) odpowiada bardzo słabemu dwuzasadowemu kwasowi węglowemu H₂CO₃, który nie istnieje w czystej postaci. Tworzy dwa rzędy soli: średni - węglany, na przykład węglan wapnia CaCO₃, i kwaśne - wodorowęglany, takie jak Ca (HCO₃)₂ - wodorowęglan wapnia.

Węglany są przekształcane w wodorowęglany pod wpływem nadmiaru dwutlenku węgla w środowisku wodnym:

Wodorowęglan wapnia przekształca się w węglan pod działaniem wodorotlenku wapnia:

Wodorowęglany i węglany rozkładają się po podgrzaniu:

Krzem

Pierwiastek chemiczny krzemu znajduje się w trzeciej grupie IVA układu okresowego D.I. Mendelejew. Jego formuła elektroniczna to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, najbardziej charakterystyczne stany utleniania to –4, +4.

Krzem otrzymuje się przez redukcję jego tlenku magnezem lub węglem w piecach elektrycznych i krzemem o wysokiej czystości przez redukcję SiCl.₄ cynk lub wodór, na przykład:

Krzem może występować w postaci krystalicznej lub amorficznej. W normalnych warunkach krzem jest dość stabilny, a amorficzny krzem jest bardziej reaktywny niż krystaliczny. W przypadku krzemu najbardziej stabilny stopień utlenienia wynosi +4.

Reakcje krzemu:

Krzem nie reaguje z kwasami (z wyjątkiem HF), jest pasywowany środkami utleniającymi kwas, ale jest dobrze rozpuszczalny w mieszaninie kwasów fluorowodorowego i azotowego, co można opisać równaniem:

Tlenek krzemu (IV), SiO₂ (krzemionka), występująca w przyrodzie głównie w postaci minerału kwarcowego. Chemicznie dość stabilny, wykazuje właściwości tlenku kwasowego.

Właściwości tlenku krzemu (IV):

Krzem tworzy kwasy o różnej zawartości SiO.₂ i H₂O. Kompozycja złożona H₂Sio₃ w swojej czystej postaci nie jest wybierany, ale dla uproszczenia można go zapisać w równaniach reakcji:

Zadania szkoleniowe

1. Wodór w odpowiednich warunkach reaguje z każdą z dwóch substancji:

1) tlen i żelazo
2) szary i chrom
3) tlenek węgla (II) i kwas solny
4) azot i sód

2. Czy poniższe stwierdzenia dotyczące wodoru są prawidłowe?

A. Nadtlenek wodoru można uzyskać przez spalenie wodoru w nadmiarze tlenu.
B. Reakcja między wodorem a siarką przebiega bez katalizatora.