Karakteristiske kjemiske egenskaper til alkalimetaller. Alkalimetaller Interaksjon av alkalier med ikke-metalleksempler

Salt19 Salt

1. Metall + Ikke-metall. Inerte gasser kommer ikke inn i denne interaksjonen. Jo høyere elektronegativitet et ikke-metall har, jo flere metaller vil det reagere med. For eksempel reagerer fluor med alle metaller, og hydrogen reagerer bare med aktive. Jo lenger til venstre et metall er i metallaktivitetsserien, jo flere ikke-metaller kan det reagere med. For eksempel reagerer gull bare med fluor, litium - med alle ikke-metaller.

2. Ikke-metall + ikke-metall. I dette tilfellet fungerer et mer elektronegativt ikke-metall som et oksidasjonsmiddel, og et mindre elektronegativt ikke-metall fungerer som et reduksjonsmiddel. Ikke-metaller med lignende elektronegativitet samhandler dårlig med hverandre, for eksempel er samspillet mellom fosfor og hydrogen og silisium med hydrogen praktisk talt umulig, siden likevekten til disse reaksjonene forskyves mot dannelsen av enkle stoffer. Helium, neon og argon reagerer ikke med ikke-metaller; andre inerte gasser kan reagere med fluor under tøffe forhold. Oksygen interagerer ikke med klor, brom og jod. Oksygen kan reagere med fluor ved lave temperaturer.

3. Metall + syreoksid. Metallet reduserer ikke-metallet fra oksidet. Det overskytende metallet kan deretter reagere med det resulterende ikke-metallet. For eksempel:

2Mg + SiO 2 = 2MgO + Si (med magnesiummangel)

2Mg + SiO 2 = 2MgO + Mg 2 Si (med overskudd av magnesium)

4. Metall + syre. Metaller som ligger i spenningsserien til venstre for hydrogen reagerer med syrer for å frigjøre hydrogen.

Unntaket er oksiderende syrer (konsentrert svovel og eventuell salpetersyre), som kan reagere med metaller som er i spenningsserien til høyre for hydrogen, i reaksjonene frigjøres ikke hydrogen, men vann og syreduksjonsproduktet oppnås.

Det er nødvendig å ta hensyn til det faktum at når et metall reagerer med et overskudd av en polybasisk syre, kan et surt salt oppnås: Mg + 2H 3 PO 4 = Mg(H 2 PO 4) 2 + H 2.

Hvis produktet av interaksjonen mellom en syre og et metall er et uløselig salt, passiveres metallet, siden overflaten av metallet er beskyttet av det uløselige saltet fra syrens virkning. For eksempel effekten av fortynnet svovelsyre på bly, barium eller kalsium.

5. Metall + salt. I løsning Denne reaksjonen involverer metaller som er i spenningsserien til høyre for magnesium, inkludert magnesium selv, men til venstre for metallsaltet. Hvis metallet er mer aktivt enn magnesium, reagerer det ikke med salt, men med vann for å danne en alkali, som deretter reagerer med salt. I dette tilfellet må det opprinnelige saltet og det resulterende saltet være løselig. Det uløselige produktet passiviserer metallet.

Det er imidlertid unntak fra denne regelen:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Siden jern har en mellomliggende oksidasjonstilstand, reduseres saltet i den høyeste oksidasjonstilstanden lett til et salt i middels oksidasjonstilstand, og oksiderer enda mindre aktive metaller.

I smelter en rekke metallspenninger er ikke effektive. Å bestemme om en reaksjon mellom et salt og et metall er mulig kan bare gjøres ved hjelp av termodynamiske beregninger. For eksempel kan natrium fortrenge kalium fra en kaliumkloridsmelte, siden kalium er mer flyktig: Na + KCl = NaCl + K (denne reaksjonen bestemmes av entropifaktoren). På den annen side ble aluminium oppnådd ved fortrengning fra natriumklorid: 3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al. Denne prosessen er eksoterm og bestemmes av entalpifaktoren.

Det er mulig at saltet brytes ned når det varmes opp, og produktene av dets nedbrytning kan reagere med metallet, for eksempel aluminiumnitrat og jern. Aluminiumnitrat brytes ned når det varmes opp til aluminiumoksid, nitrogenoksid (IV) og oksygen, oksygen og nitrogenoksid vil oksidere jern:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metall + basisk oksid. Akkurat som i smeltede salter, bestemmes muligheten for disse reaksjonene termodynamisk. Aluminium, magnesium og natrium brukes ofte som reduksjonsmiddel. For eksempel: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe eksoterm reaksjon, entalpifaktor), 2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (flyktig rubidium, entalpifaktor).

7. Ikke-metall + basisk oksid. Det er to alternativer her: 1) ikke-metall – reduksjonsmiddel (hydrogen, karbon): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) ikke-metall – oksidasjonsmiddel (oksygen, ozon, halogener): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.

8. Ikke-metall + base. Som regel skjer reaksjonen mellom et ikke-metall og et alkali Ikke alle ikke-metaller kan reagere med alkalier: du må huske at halogener (på forskjellige måter avhengig av temperatur), svovel (ved oppvarming), silisium, fosfor gå inn i denne interaksjonen.

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (i kulde)

6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3H 2 O (i varm løsning)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H2O = K2SiO3 + 2H2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

9. Ikke-metall + surt oksid. Det er også to alternativer her:

1) ikke-metall - reduksjonsmiddel (hydrogen, karbon):

CO2 + C = 2CO;

2N02 + 4H2 = 4H20 + N2;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Hvis det resulterende ikke-metallet kan reagere med metallet som brukes som reduksjonsmiddel, vil reaksjonen gå videre (med et overskudd av karbon) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC

2) ikke-metall - oksidasjonsmiddel (oksygen, ozon, halogener):

2CO + O 2 = 2CO 2.

CO + Cl 2 = COCl 2.

2NO + O 2 = 2NO 2.

10. Surt oksid + basisk oksid. Reaksjonen skjer hvis det resulterende saltet eksisterer i prinsippet. For eksempel kan aluminiumoksid reagere med svovelsyreanhydrid for å danne aluminiumsulfat, men kan ikke reagere med karbondioksid fordi det tilsvarende saltet ikke eksisterer.

11. Vann + basisk oksid. Reaksjonen er mulig hvis det dannes et alkali, det vil si en løselig base (eller svakt løselig, når det gjelder kalsium). Hvis basen er uløselig eller svakt løselig, skjer den omvendte reaksjonen av dekomponering av basen til oksid og vann.

12. Basisk oksid + syre. Reaksjonen er mulig hvis det resulterende saltet eksisterer. Hvis det resulterende saltet er uløselig, kan reaksjonen passiveres på grunn av blokkering av syretilgangen til oksidoverflaten. Ved overskudd av polybasisk syre er dannelsen av et surt salt mulig.

13. Syreoksid + base. Vanligvis skjer reaksjonen mellom et alkali og et surt oksid. Hvis det sure oksidet tilsvarer en flerbasisk syre, kan man få et surt salt: CO 2 + KOH = KHCO 3 .

Sure oksider, tilsvarende sterke syrer, kan også reagere med uløselige baser.

Noen ganger reagerer oksider tilsvarende svake syrer med uløselige baser, noe som kan resultere i et gjennomsnittlig eller basisk salt (som regel oppnås et mindre løselig stoff): 2Mg(OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Syreoksid + salt. Reaksjonen kan foregå i en smelte eller i løsning. I smelten fortrenger jo mindre flyktig oksid jo mer flyktig oksid fra saltet. I løsning fortrenger oksidet som tilsvarer den sterkere syren oksidet som tilsvarer den svakere syren. For eksempel, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2, i foroverretningen skjer denne reaksjonen i smelten, karbondioksid er mer flyktig enn silisiumoksid; i motsatt retning skjer reaksjonen i løsning, karbonsyre sterkere enn silisium, og silisiumoksid utfelles.

Det er mulig å kombinere et surt oksid med sitt eget salt, for eksempel kan dikromat oppnås fra kromat, og disulfat fra sulfat, og disulfitt fra sulfitt:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

For å gjøre dette må du ta et krystallinsk salt og rent oksid, eller en mettet saltløsning og et overskudd av surt oksid.

I løsning kan salter reagere med sine egne syreoksider og danne sure salter: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3

15. Vann + syreoksid. Reaksjonen er mulig hvis det dannes en løselig eller svakt løselig syre. Hvis syren er uløselig eller svakt løselig, oppstår en omvendt reaksjon, nedbrytning av syren til oksid og vann. For eksempel er svovelsyre preget av en reaksjon av produksjon fra oksid og vann, nedbrytningsreaksjonen skjer praktisk talt ikke, kiselsyre kan ikke oppnås fra vann og oksid, men den brytes lett ned i disse komponentene, men karbonsyre og svovelsyre kan delta i både direkte og omvendte reaksjoner.

16. Base + syre. En reaksjon oppstår hvis minst en av reaktantene er løselig. Avhengig av forholdet mellom reagensene, kan medium, sure og basiske salter oppnås.

17. Base + salt. Reaksjonen skjer hvis begge utgangsstoffene er løselige, og minst én ikke-elektrolytt eller svak elektrolytt (bunnfall, gass, vann) oppnås som et produkt.

18. Salt + syre. Som regel oppstår en reaksjon hvis begge utgangsstoffene er løselige, og minst en ikke-elektrolytt eller svak elektrolytt (bunnfall, gass, vann) oppnås som et produkt.

Sterk syre kan reagere med uløselige salter av svake syrer (karbonater, sulfider, sulfitter, nitritter), og et gassformig produkt frigjøres.

Reaksjoner mellom konsentrerte syrer og krystallinske salter er mulig hvis en mer flyktig syre oppnås: for eksempel kan hydrogenklorid oppnås ved innvirkning av konsentrert svovelsyre på krystallinsk natriumklorid, hydrogenbromid og hydrogenjodid - ved innvirkning av ortofosforsyre på de tilsvarende salter. Du kan handle med en syre på ditt eget salt for å få et surt salt, for eksempel: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba(HSO 4) 2.

19. Salt + salt. Som regel oppstår en reaksjon hvis begge utgangsstoffene er løselige, og minst én ikke-elektrolytt eller svak elektrolytt oppnås som produkt.

La oss være spesielt oppmerksomme på de tilfellene når et salt dannes, som er vist med en strek i løselighetstabellen. Det er 2 alternativer her:

1) salt finnes ikke pga irreversibelt hydrolyseres . Dette er de fleste karbonater, sulfitter, sulfider, silikater av treverdige metaller, samt noen salter av toverdige metaller og ammonium. Treverdige metallsalter hydrolyseres til den tilsvarende base og syre, og toverdige metallsalter hydrolyseres til mindre løselige basiske salter.

La oss se på eksempler:

2FeCl3 + 3Na2CO3 = Fe 2 (CO 3) 3+ 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H20 = 2Fe(OH)3+3 H2CO3

H2CO3 brytes ned til vann og karbondioksid, vannet i venstre og høyre del reduseres og resultatet er: Fe 2 (CO 3) 3+ 3H20 = 2Fe(OH)3+3 CO2(2)

Hvis vi nå kombinerer (1) og (2) ligninger og reduserer jernkarbonat, får vi en oppsummerende ligning som reflekterer interaksjonen mellom jern(III)klorid og natriumkarbonat: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) ) 3 + 3CO2 + 6NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO3+ Na 2 SO 4 (1)

Det understrekede saltet eksisterer ikke på grunn av irreversibel hydrolyse:

2 CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Hvis vi nå kombinerer (1) og (2) ligninger og reduserer kobberkarbonat, får vi en total ligning som gjenspeiler interaksjonen mellom sulfat (II) og natriumkarbonat:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

2) Salt finnes ikke pga intramolekylær oksidasjonsreduksjon slike salter inkluderer Fe2S3, FeI3, CuI2. Så snart de er oppnådd, dekomponerer de umiddelbart: Fe 2 S 3 = 2FeS+ S; 2FeI3 = 2FeI2 +I2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2

For eksempel; FeCl3 + 3KI = FeI3 + 3KCl (1),

men i stedet for FeI 3 må du skrive ned produktene av dens nedbrytning: FeI 2 + I 2.

Så viser det seg: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 + I 2 + 6KCl

Dette er ikke den eneste måten å skrive denne reaksjonen på; hvis jodid var mangelvare, kan jod og jern(II)klorid oppnås:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 +I2 + 2KCl

Den foreslåtte ordningen sier ingenting om amfotere forbindelser og deres tilsvarende enkle stoffer. Vi vil henvende oss til dem Spesiell oppmerksomhet. Så et amfotert oksid i dette skjemaet kan ta plassen til både sure og basiske oksider, og et amfotert hydroksid kan ta plassen til en syre og en base. Det må huskes at amfotere oksider og hydroksyder fungerer som sure og danner vanlige salter i et vannfritt miljø, og komplekse salter i løsninger:

Al 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 O (fusjon)

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (i løsning)

Enkle stoffer som tilsvarer amfotere oksider og hydroksyder reagerer med alkaliløsninger for å danne komplekse salter og frigjøre hydrogen: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

TRENING

Diskuter muligheten for interaksjon... Dette betyr at du må bestemme:

1) er en reaksjon mulig;

2) hvis mulig, så under hvilke forhold (i løsning, i en smelte, ved oppvarming, etc.), hvis ikke mulig, så hvorfor;

3) kan forskjellige produkter fås under forskjellige (hvilke) forhold?

Etter dette må du skrive ned alle mulige reaksjoner.

For eksempel: 1. Drøft muligheten for at magnesium interagerer med kaliumnitrat.

1) Reaksjon er mulig

2) Det kan oppstå i en smelte (ved oppvarming)

3) I smelten er reaksjonen mulig, siden nitratet brytes ned med frigjøring av oksygen, som oksiderer magnesium.

KNO3 + Mg = KNO2 + MgO

2. Diskuter muligheten for interaksjon mellom svovelsyre og natriumklorid.

1) Reaksjon er mulig

2) Det kan skje mellom konsentrert syre og krystallsalt

3) Produktet kan være natriumsulfat og natriumhydrogensulfat (i overskudd av syre ved oppvarming)

H2SO4 + NaCl = NaHSO4 + HCl

H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl

Diskuter muligheten for at en reaksjon oppstår mellom:

1. Ortofosforsyre og kaliumhydroksid;

2. Sinkoksid og natriumhydroksid;

3. Kaliumsulfitt og jern(III)sulfat;

4. Kobber(II)klorid og kaliumjodid;

5. Kalsiumkarbonat og aluminiumoksid;

6. Karbondioksid og natriumkarbonat;

7. Jern(III)klorid og hydrogensulfid;

8. Magnesium og svoveldioksid;

9. Kaliumdikromat og svovelsyre;

10. Natrium og svovel.

La oss gjøre en liten analyse av eksempel C2

Emne nr. 3. KJEMISKE EGENSKAPER TIL IKKE-METALLER

Plan

1. Grunnleggende kjemiske egenskaper til ikke-metaller.

2. Oksider av ikke-metalliske elementer.

3. Fordeling av ikke-metalliske grunnstoffer i naturen.

4.Bruk av ikke-metaller.

1. Grunnleggende kjemiske egenskaper til ikke-metaller

Ikke-metaller (unntatt inerte gasser) er kjemisk aktive stoffer.

I reaksjoner med metaller tilfører atomer av ikke-metalliske elementer elektroner, og i reaksjoner med ikke-metaller danner de felles elektronpar.

Elektronegativitetsserien hjelper til med å finne ut hvilket atom de delte elektronparene er forskjøvet til:

F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si

elektronegativiteten avtar

1. Interaksjon mellom ikke-metaller og metaller:

2Mg + O2 = 2MgO (magnesiumoksid)

6Li + N 2 = 2Li 3 N (litiumnitrid)

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (aluminiumklorid)

Ca + H 2 = CaH 2 (kalsiumhydrid)

Fe + S = FeS (ferum(II)sulfid)

Når ikke-metaller interagerer med metaller, dannes binære forbindelser med ioniske kjemiske bindinger.

2 . Interaksjon mellom ikke-metaller og oksygen:

C + O 2 = CO 2 (karbon(IV)oksid)

S + O 2 = SO 2 (c svovel (IV) oksid)

Produktene av interaksjonen mellom ikke-metaller og oksygen er binære forbindelser med en polar kovalent binding oksider , hvor oksygen har en oksidasjonstilstand- 2.

3. Interaksjon mellom ikke-metaller og hydrogen:

H2+Cl2 = 2HCl (hydrogenklorid eller hydrogenklorid)

H2+S=H2 S (hydrogensulfid eller hydrogensulfid)

Når ikke-metaller interagerer med hydrogen, dannes flyktige (gassformige eller flytende) binære forbindelser med en kovalent polar binding.

4. Interaksjon mellom ikke-metaller og andre ikke-metaller:

C + 2S = CS 2 (karbon(IV)sulfid)

Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (silisium(IV)klorid)

Produktene av interaksjonen mellom to ikke-metaller er stoffer med forskjellige aggregeringstilstand, som har en kovalent type kjemisk binding.

1. Oksider av ikke-metalliske elementer

Oksider av ikke-metalliske elementer er delt inn i:

a) saltdannende (deres flertall) og

b) ikke-saltdannende(CO, NO, N20, H20).

Blant oksidene som finnes gassformige stoffer(CO, CO 2,SO2 ), faste stoffer(R 2 O 5 ), væsker (H 2 O, Cl 2 O 7 ).

I alle oksider uten unntak har atomene til ikke-metalliske grunnstoffer knyttet til oksygenpositive oksidasjonstilstander.

De fleste oksider av ikke-metalliske grunnstoffer surt . De samhandler:

• med vann med dannelse av syrer,
• med basiske og amfotere oksidermed dannelse av salter,
• med baser og amfotere hydroksydermed dannelse av salter og vann.

1. Distribusjon av ikke-metalliske elementer i naturen

Ikke-metaller mer vanligi naturen enn metaller.

Sammensetningen av luft inkluderer: nitrogen, oksygen, inerte gasser.

Forekomster av naturlig svovel i Karpatene er blant de største i verden.

Den industrielle forekomsten av grafitt i Ukraina er Zavalevskoe-forekomsten, hvis råmaterialer brukes av Mariupol Graphite Combine.

I Zhytomyr-regionen, i Volyn, er det oppdaget forekomster av bergarter som kan inneholde diamanter, men kommersielle forekomster er ennå ikke oppdaget.

Atomer av ikke-metalliske elementer danner forskjellige komplekse stoffer, blant hvilke oksider og salter dominerer.

1. Påføring av ikke-metaller

Oksygen:

Pusteprosesser

Forbrenning,

Metabolisme og energi

Metallproduksjon.

Hydrogen:

Ammoniakkproduksjon,

Kloridsyre,

Metanol,

Omdannelse av flytende fett til faste,

Sveising og skjæring av ildfaste metaller,

Gjenvinning av metaller fra malm.

Svovel:

Fremstilling av sulfatsyre,

lage gummi av gummi,

Produksjon av fyrstikker,

svart pulver,

Produksjon av medisiner.

Bor:

Komponent av nøytronabsorberende materialer i atomreaktorer,

Beskyttelse av stålproduktoverflater mot korrosjon,

I halvlederteknologi,

Produksjon av termiske energiomformere til elektrisk energi.

Nitrogen:

Gass:

For produksjon av ammoniakk,

For å skape et inert miljø ved sveising av metaller,

I vakuuminstallasjoner,

Elektriske lamper,

Væske:

Som kjølemiddel i kjølesystemer,

Medisin.

Fosfor:

Hvit - for produksjon av rødt fosfor,

rød - for produksjon av fyrstikker.

Silisium:

I elektronikk og elektroteknikkfor produksjon av:

ordninger,

dioder,

Transistorer,

Fotoceller,

For fremstilling av legeringer.

Klor:

Produksjon av kloridsyre,

Organiske løsemidler,

Medisiner,

Monomerer for plastproduksjon,

blekemidler,

Som desinfeksjonsmiddel.

Karbon:

Diamant:

Produksjon av bore- og skjæreverktøy,

slipende materiale,

Smykker,

Grafitt:

Støperi, metallurgisk, radioteknisk produksjon,

Produksjon av batterier,

I olje- og gassindustrien for boreoperasjoner,

Produksjon av anti-korrosjonsbelegg,

Kitt som reduserer friksjonskraft,

Adsorpsjon.

Adsorpsjon evnen til enkelte stoffer (spesielt karbon) til å holde på partikler av andre stoffer (gass eller oppløst stoff) på overflaten.

Bruken i medisin til medisinske formål er basert på adsorpsjonskapasiteten til karbon; disse er tabletter eller kapsler av aktivert karbon. De brukes internt til forgiftning.

For å gjenopprette adsorbentens evne til å adsorbere og fjerne det adsorberte stoffet, er oppvarming tilstrekkelig.

Adsorpsjonskapasiteten til karbon ble brukt av M.D. Zelinsky i kullgassmasken han oppfant i 1915 - et middel for individuell beskyttelse av åndedrettsorganene, ansiktet og øynene til en person mot eksponering skadelige stoffer. I 1916 ble det etablert industriell produksjon av gassmasker, som reddet livet til hundretusenvis av soldater under første verdenskrig. En forbedret gassmaske brukes fortsatt i dag.

Hjemmelekser

Skriv reaksjonen av interaksjon: a) silisium med oksygen; b) silisium med hydrogen; c) sink med klor; d) fosfor med klor. Nevn forbindelsene som er oppnådd.

Interaksjon med vann

Mange ikke-metaller reagerer med vann for å danne oksider (og/eller andre forbindelser). Reaksjoner skjer under høy varme.

C + H 2 O → CO + H 2

6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (boroksin) + 3 H 2

4P + 10H2O → 2P2O5 + 5H2

3S + 2H2O → 2H2S + SO2

Når de interagerer med vann, er halogener uforholdsmessige (de danner forbindelser med forskjellige oksidasjonstilstander fra en forbindelse med en oksidasjonstilstand) - bortsett fra F2. Reaksjoner finner sted ved romtemperatur.

Cl2 + H2O → HCl + HClO

Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO

2F2 + 2H20 → 4HF + O2

Interaksjon med ikke-metaller

Interaksjon med oksygen.

De fleste ikke-metaller (unntatt halogener og edelgasser) reagerer med oksygen for å danne oksider, og under visse forhold (temperatur, trykk, katalysatorer) høyere oksider.

N 2 + O 2 → 2NO (reaksjon skjer ved en temperatur på 2000°C eller i en elektrisk lysbue)

C + O 2 → CO 2

4B + 3O 2 → 2B 2 O 3

S + O 2 → SO 2

Interaksjon med fluor

De fleste ikke-metaller (unntatt N2, C (diamant), noen edelgasser) reagerer med fluor for å danne fluorider.

O 2 +2F 2 → 2OF 2 (med overføring elektrisk strøm)

C + 2F 2 → CF 4 (ved 900 °C)

S +3F 2 → SF 6

2.3 Interaksjon med halogener (Cl 2, Br 2)

Med ikke-metaller (unntatt karbon, nitrogen, fluor, oksygen og inerte gasser) danner det de tilsvarende halogenidene (klorider og bromider).

2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

2S + Br 2 → S 2 Br 2

2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (forbrenning i kloratmosfære)

Cl2 + Br2 → 2BrCl

Cl 2 + I 2 → 2ICl (oppvarming til 45°C))

Br 2 + I 2 → 2IBr

Interaksjon med oksider

Karbon og silisium reduserer metaller og ikke-metaller fra oksidene deres. Reaksjoner oppstår ved oppvarming.

Si02 +C=CO2 +Si

MnO2 + Si → Mn + SiO2.

Interaksjon med alkalier

De fleste ikke-metaller (unntatt F 2, Si) er uforholdsmessige når de interagerer med alkalier. Edelgasser, O 2 , N 2 og noen andre metaller reagerer ikke med alkalier

Cl 2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO

3Cl 2 + 6 NaOH → 5 NaCl + NaClO 3 + H 2 O (ved oppvarming)

3S + 6NaOH → 2Na 2S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (legering)

P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3

Si +2NaOH+ H2O → Na2SiO3 + 2H2

4F 2 + 6NaOH → AV 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2

Interaksjon med oksiderende syrer

Alle ikke-metaller (unntatt halogener, edelgasser, N 2, O 2, Si) reagerer med oksiderende syrer for å danne den tilsvarende oksygenholdige syre (eller oksid).

C + 2 H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

B + 3HNO3 → H3BO3 + 3NO2

S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Interaksjon med salter

Jo mer elektronegativt halogen fortrenger jo mindre elektronegativt reagens fra saltet eller hydrogenforbindelse

2NaBr + Cl 2 → 2 NaCl + Br 2

Kjemiske egenskaper ikke-oksid binære forbindelser er forskjellige. De fleste av dem (unntatt halogenider) reagerer med oksygen for å danne to oksider (når det gjelder ammoniakk, må katalysatorer brukes).

Kjemiske egenskaper til basiske oksider

Interaksjon med vann

Oksider av alkali- og jordalkalimetaller reagerer med vann for å danne løselige (litt løselige) forbindelser - alkalier

Na20 + H20 → 2NaOH

Interaksjon med oksider

Basiske oksider reagerer med sure og amfotere oksider for å danne salter.

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4

CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (fusjon)

Interaksjon med syrer

Basiske oksider reagerer med syrer

CaO + 2HCl→ CaCl2 + H2O

FeO + 2HCl→ FeCl2 + H2O

Grunnleggende oksider av grunnstoffer med variable oksidasjonstilstander kan delta i redoksreaksjoner

FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

2MnO + O 2 → 2MnO 2

Kjemiske egenskaper til amfotere oksider

Interaksjon med oksider

Amfotere oksider reagerer med basiske, sure og amfotere oksider for å danne salter.

Na 2 O + Al 2 O 3 → 2 NaAlO 2

3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3

ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (fusjon)

Interaksjon med syrer og baser

Amfotere oksider reagerer med baser og syrer

6HCl + Al2O3 → 2AlCl3 + 3H2O

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (ved oppvarming)

Interaksjon med salter

Lavflyktige amfotere oksider fortrenger mer flyktige sure oksider fra deres salter

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

Oksidativ – reduksjonsreaksjoner

Amfotere oksider av grunnstoffer med variable oksidasjonstilstander kan delta i redoksreaksjoner.

MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Kjemiske egenskaper til sure oksider

1. Interaksjon med vann

De fleste sure oksider løses opp i vann for å danne den tilsvarende syre (metalloksider med høyere oksidasjonstilstander og SiO 2 er ikke løselige i vann).

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3 H 2 O → 2H 3 PO 4

Interaksjon med oksider

Sure oksider reagerer med basiske og amfotere oksider for å danne salter.

Fant du ikke svar på spørsmålet ditt? Se her

Reaksjonshastighetskonstant Retningslinjer for laboratoriearbeid

Finnes det liv etter døden?

Forskere: Jorden er et "romfengsel" for menneskehetens forskere: Jorden er et romfengsel i universet