Principale Cereali

Nella maggior parte delle reazioni, Si agisce come agente riducente:

A basse temperature, il silicio è chimicamente inerte: una volta riscaldato, la sua reattività aumenta notevolmente.

1. Interagisce con l'ossigeno a T sopra 400 ° С:

Si + O2 = SiO2 ossido di silicio

2. Reagisce con il fluoro già a temperatura ambiente:

Si + 2F2 = SiF4 silice tetrafluoruro

3. Con gli alogeni rimanenti, le reazioni procedono a una temperatura di = 300 - 500 ° С

4. Con vapore di zolfo a 600 ° C forma un disolfuro:

5. La reazione con l'azoto si verifica sopra i 1000 ° C:

6. A temperatura = 1150 ° С reagisce con carbone:

SiO2 + 3С = SiС + 2СО

Per durezza, il carborundum è vicino al diamante.

7. Il silicio non reagisce direttamente con l'idrogeno.

8. Il silicio è resistente agli acidi. Interagisce solo con una miscela di acidi nitrico e fluoridrico (fluoridrico):

9. reagisce con soluzioni alcaline per formare silicati e rilascio di idrogeno:

10. Le proprietà riducenti del silicio sono usate per separare i metalli dai loro ossidi:

2MgO = Si = 2Mg + SiO2

Nelle reazioni con metalli Si, l'ossidante è:

Il silicio forma siliciuri con metalli s e la maggior parte dei metalli d.

La composizione dei siliciuri di questo metallo può essere diversa. (Ad esempio, FeSi e FeSi2; Ni2Si e NiSi2.Uno dei siliciuri più noti è il siliciuro di magnesio, che può essere ottenuto per interazione diretta di sostanze semplici:

Silano (monosilano) SiH4

Silani (idruri di silicio) SinH2n + 2, (vedi alcani), dove n = 1-8. I silani sono analoghi degli alcani, differiscono da essi per l'instabilità delle catene-Si-Si-.

Monosilano SiH4 - gas incolore con un odore sgradevole; sciolto in etanolo, benzina.

1. Decomposizione del siliciuro di magnesio con acido cloridrico: Mg2Si + 4HCI = 2MgCI2 + SiH4

2. Riduzione di alogenuri di Si con litio alluminio idruro: SiCl4 + LiAlH4 = SiH4↑ + LiCl + AlCl3

Il silano è un forte agente riducente.

1.SiH4 è ossidato dall'ossigeno anche a temperature molto basse:

2. SiH4 facilmente idrolizzato, specialmente in ambiente alcalino:

Ossido di silicio (IV) (silice) SiO2

Il silicio esiste sotto forma di varie forme: cristallino, amorfo e vetroso. La forma cristallina più comune è il quarzo. Con la distruzione delle rocce di quarzo si formano sabbie di quarzo. I cristalli singoli al quarzo sono trasparenti, incolori (cristallo di rocca) o colorati con impurità in vari colori (ametista, agata, diaspro, ecc.).

SiO amorfo2 si presenta sotto forma di minerale opalino: il gel di silice è costituito artificialmente da particelle colloidali di SiO2 ed essendo un ottimo assorbitore. SiO vitreale2 noto come vetro al quarzo.

Proprietà fisiche

In acqua SiO2 si dissolve molto leggermente, in solventi organici anche praticamente non si dissolve. La silice è un dielettrico.

Proprietà chimiche

1. SiO2 - ossido acido, quindi la silice amorfa si dissolve lentamente in soluzioni acquose di alcali:

2. SiO2 Interagisce anche quando riscaldato con ossidi di base:

3. Essere ossido non volatile, SiO2 sposta l'anidride carbonica da Na2CO3 (durante la fusione):

4. La silice reagisce con acido fluoridrico per formare acido fluoridrico H2SiF6:

5. A 250 - 400 ° Si Si2 interagisce con HF e F gassosi2, formando tetrafluorosilano (silicio tetrafluoruro):

Acido silicico

- acido ortosilicico H4SiO4;

- acido metasilicico (silicico) H2SiO3;

- acidi di- e polisilicici.

Tutti gli acidi silicici sono leggermente solubili in acqua, formano facilmente soluzioni colloidali.

Modi di ottenere

1. Deposizione di acidi da soluzioni di silicato di metalli alcalini:

2. Idrolisi dei clorosilani: SiCl4 + 4H2O = H4SiO4 + 4HCl

Proprietà chimiche

Gli acidi silicici sono acidi molto deboli (più deboli dell'acido carbonico).

Quando riscaldati, sono disidratati per formare la silice come prodotto finale.

Silicati - sali di acido silicico

Poiché gli acidi silicici sono estremamente deboli, i loro sali in soluzioni acquose sono fortemente idrolizzati:

SiO3 2- + H2O = HSiO3 - + OH - (mezzo alcalino)

Per lo stesso motivo, quando l'anidride carbonica viene fatta passare attraverso soluzioni di silicati, l'acido silicico viene spostato da loro:

Questa reazione può essere considerata una reazione qualitativa agli ioni di silicato.

Tra i silicati, solo Na è altamente solubile.2SiO3 e K2SiO3, che sono chiamati vetro solubile e le loro soluzioni acquose sono vetro liquido.

vetro

Il vetro della finestra ordinario ha una composizione di Na2O • CaO • 6SiO2, cioè, è una miscela di sodio e silicati di calcio. È prodotto dalla fusione di soda Na2CO3, calcare SASO3 e sand sio2;

cemento

Legante in polvere, che, interagendo con l'acqua, forma una massa plastica che si trasforma in un solido corpo roccioso nel tempo; materiale da costruzione principale.

La composizione chimica del cemento Portland più comune (in% in massa) è il 20-23% di SiO2; 62 - 76% CaO; 4 - 7% Al2O3; 2-5% Fe2O3; 1-5% di MgO.

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

La risposta

PlatinumBone

Innanzitutto, il silicio reagisce con l'idrossido di sodio, ma in una condizione molto importante: se l'idrossido di sodio è completamente concentrato! reazioni:

C'è una seconda reazione, anche se l'idrossido di sodio è diluito! In condizioni: riscaldamento. L'acqua partecipa alla reazione:

Secondo: il silicio non reagisce mai con acido solforico diluito! Poiché in questo caso l'acido solforico (dec.) Non è un agente ossidante, quindi, solo i non metalli chimicamente attivi sono in grado di interagire, possono essere alogeni.

Terzo: sì! E qui, acido solforico (conc.) È un ossidante decente! E ossiderà il silicio fino a un massimo stato di ossidazione di +4, mentre il silicio agirà come agente riducente e ripristinerà lo zolfo a +4. reazioni:

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SiO2 + H2SO4 =? equazione di reazione

Scrivi l'equazione della reazione tra biossido di silicio e acido solforico (SiO2 + H2SO4 =?). È anche possibile interagire tra queste sostanze? Fornire una breve descrizione dell'ossido di silicio (IV): indicare le sue proprietà fisiche e chimiche di base, nonché i metodi di produzione.

Il biossido di silicio cristallino si trova in natura principalmente sotto forma di un minerale di quarzo. I cristalli di quarzo trasparenti e incolori, che hanno la forma di prismi esagonali con piramidi esagonali alle estremità, sono chiamati cristalli di rocca. Il cristallo di rocca colorato con impurità in un colore lilla è chiamato ametista, e in marrone è chiamato topazio fumoso.
Il biossido di silicio cristallino è molto solido, insolubile in acqua e si scioglie intorno, trasformandosi in un liquido incolore. Raffreddando questo liquido si ottiene una massa vetrosa trasparente di biossido di silicio amorfo, che sembra simile al vetro.
Il biossido di silicio è un ossido acido e pertanto non reagisce con gli acidi, vale a dire scrivere l'equazione di reazione per lo schema [SiO2 + H2SO4 =?] impossibile. Corrisponde ai deboli acidi silicici leggermente solubili in acqua. Possono essere rappresentati dalla formula generale.
Non reagisce con acidi (eccetto acido fluoridrico), ammoniaca idrato; dagli alogeni reagisce solo con il fluoro. Presenta proprietà acide, reagisce con gli alcali in soluzione e durante la fusione. È facilmente fluorurato e clorurato, recuperato dal carbonio e dai metalli tipici. Non interagisce con l'ossigeno. È molto diffuso in natura sotto forma di quarzo (ha molte varietà colorate con impurità).

I sali di acido silicico - i silicati - sono per lo più insolubili in acqua; solo i silicati di sodio e di potassio sono solubili. Si ottengono fondendo il biossido di silicio con alcali caustici o carbonati di sodio e potassio, ad esempio:

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Proprietà chimiche del silicio

Il contenuto

  1. Descrizione generale dell'oggetto
  2. Reazioni con non metalli
  3. Interazione con metalli
  4. Reazioni con sostanze complesse
  5. Cosa abbiamo imparato?
  6. Rapporto sul punteggio

indennità

  • Test sull'argomento

Descrizione generale dell'oggetto

Il silicio si trova nel quarto gruppo e nel terzo periodo della tavola periodica. Il nucleo dell'atomo di silicio ha una carica positiva di +14. Intorno al nucleo si muovono 14 elettroni caricati negativamente.

Un atomo può entrare nello stato eccitato a causa del sottolivello digitale libero. Pertanto, l'elemento presenta due stati di ossidazione positivi (+2 e +4) e uno negativo (-4). Configurazione elettronica - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2.

Fig. 1. La struttura dell'atomo di silicio.

Il silicio è un semiconduttore fragile con temperature elevate e temperature di ebollizione. Relativamente leggero non metallico: la densità è 2,33 g / cm 3.

Il silicio puro non è stato trovato. Parte della sabbia, quarzo, agata, ametista e altre rocce.

Reazioni con non metalli

Quando interagisce con i non metalli, il silicio mostra proprietà riducenti - dona elettroni. Le reazioni sono possibili solo con forte riscaldamento. In condizioni normali, il silicio reagisce solo con il fluoro. Reazioni con non metalli di base sono indicate nella tabella.

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

CHEMEGE.RU

Preparazione all'esame di chimica e olimpiadi

Chimica del silicio

silicio

Posizione nella tavola periodica degli elementi chimici

Il silicio si trova nel sottogruppo principale del gruppo IV (o nel gruppo 14 nella forma moderna di PSCE) e nel terzo periodo del sistema periodico degli elementi chimici D.I. Mendeleev.

Struttura elettronica del silicio

La configurazione elettronica del silicio nello stato fondamentale:

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

Configurazione elettronica del silicio allo stato eccitato:

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

L'atomo di silicio contiene sul livello di energia esterna 2 elettroni spaiati e 1 coppia di elettroni non condivisa nello stato di energia di terra e 4 elettroni spaiati nello stato di energia eccitata.

Lo stato di ossidazione dell'atomo di silicio è compreso tra -4 e +4. I tipici stati di ossidazione sono -4, 0, +2, +4.

Proprietà fisiche, metodi per ottenere ed essere nella natura del silicio

Il silicio è il secondo elemento più comune sulla Terra dopo l'ossigeno. Si trova solo sotto forma di composti. SiO silice2 forma un gran numero di sostanze naturali - cristallo di rocca, quarzo, silice.

Una sostanza semplice silicio - un cristallo atomico di colore grigio scuro con una lucentezza metallica, piuttosto fragile. Punto di fusione 1415 ° C, densità 2,33 g / cm 3. Semiconductor.

Reazioni qualitative

Reazione di alta qualità agli ioni di silicato SiO3 2- - interazione di sali di silicato con acidi forti. L'acido silicico è debole. È facilmente rilasciato da soluzioni di sali di acido silicico sotto l'azione di acidi più forti su di loro.

Per esempio, se una soluzione di acido cloridrico fortemente diluita viene aggiunta ad una soluzione di silicato di sodio, allora l'acido silicico non sarà rilasciato come un precipitato, ma come un gel. La soluzione diventerà torbida e "indurita".

na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2 NaCl

Qui è possibile visualizzare l'esperienza video dell'interazione del silicato di sodio con l'acido cloridrico (produzione di acido silicico).

Composti di silicio

Gli stati di ossidazione principali del silicio sono +4, 0 e -4.

http://chemege.ru/silicium/

Ossido di silicio (IV)

In natura:

SiO2 - quarzo, cristallo di rocca, ametista, agata, diaspro, opale, silice (la parte principale della sabbia)
Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O - caolinite (la parte principale dell'argilla)
K2O • Al2O3 • 6SiO2 - ortoclasio (feldspato)

Proprietà fisiche
Solido, sostanza refrattaria, t ° pl = 1728 ° C, t ° kip. = 2590 ° C, reticolo cristallino atomico.

Proprietà chimiche dell'ossido di silicio

SiO2 - ossido acido, corrisponde all'acido silicico H2SiO3
1) Durante la fusione, interagisce con ossidi di base, alcali, nonché con carbonati di metalli alcalini e alcalino-terrosi con la formazione di sali, silicati:

2) Non reagisce con l'acqua

3) Con acido fluoridrico (acido esafluorosilicico):
SiO2 + 4HF → SiF4+ 2H2O
SiO2 + 6HF → H2[SiF6] + 2H2O
(le reazioni sono alla base del processo di incisione del vetro)

Ossidativo - reazioni di riduzione

Interazione con metalli

A temperature superiori a 1000 ° C, reagisce con metalli attivi,
questo produce silicio:

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

Silicio (Si)

Composti di silicio:

Nella sua forma pura, il silicio fu isolato per la prima volta nel 1811 (francese J.-L. Gay-Lussac e L.J. Tenard). Il silicio elementale puro fu ottenuto nel 1825 (Swede J. Y. Berzelius). Il nome "silicio" (tradotto dal greco antico come "montagna") è stato dato l'elemento chimico nel 1834 (dal chimico russo G. I. Hess).

Il silicio è l'elemento chimico più comune (dopo l'ossigeno) sulla Terra (il contenuto nella crosta terrestre è del 28-29% in peso). In natura, il silicio è più spesso presente sotto forma di silice (sabbia, quarzo, selce, feldspato), nonché in silicati e alluminosilicati. Nella sua forma pura, il silicio è estremamente raro. Molti silicati naturali nella loro forma pura sono pietre preziose: smeraldo, topazio, acquamarina - è tutto silicio. La pura silice cristallina (IV) si trova sotto forma di cristallo di rocca e quarzo. L'ossido di silicio, in cui sono presenti varie impurità, forma pietre preziose e semipreziose: ametista, agata, diaspro.


Fig. La struttura dell'atomo di silicio.

La configurazione elettronica del silicio è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (vedi Struttura elettronica degli atomi). Al livello di energia esterna, il silicio ha 4 elettroni: 2 accoppiati al sottolivello 3s + 2 non abbinati agli orbitali p. Quando l'atomo di silicio passa allo stato eccitato, un elettrone dal s-sottolivello "lascia" la sua coppia e passa al sottocampo p, dove c'è un orbitale libero. Pertanto, nello stato eccitato, la configurazione elettronica dell'atomo di silicio assume la seguente forma: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.


Fig. La transizione dell'atomo di silicio allo stato eccitato.

Pertanto, il silicio nei composti può presentare valenza 4 (più spesso) o 2 (vedi Valenza). Il silicio (così come il carbonio), reagendo con altri elementi, forma legami chimici in cui può sia cedere i suoi elettroni che accettarli, ma allo stesso tempo la capacità di accettare elettroni dagli atomi di silicio è meno pronunciata di quella degli atomi di carbonio, dovuta atomo di silicio più grande

Il grado di ossidazione del silicio:

  • -4: SiH4 (silano) Ca2Si, Mg2Si (silicati metallici);
  • +4 - il più stabile: SiO2 (ossido di silicio), H2SiO3 (acido silicico), silicati e alogenuri di silicio;
  • 0: Si (sostanza semplice)

Il silicio come una sostanza semplice

Il silicio è una sostanza cristallina grigio scuro con una lucentezza metallica. Il silicio cristallino è un semiconduttore.

Il silicio forma solo una modifica allotropica, simile al diamante, ma non così forte, perché i legami Si-Si non sono così forti come in una molecola di carbonio diamante (Vedi Diamante).

Il silicio amorfo è una polvere marrone con un punto di fusione di 1420 ° C.

Il silicio cristallino è ottenuto da amorfo mediante ricristallizzazione. A differenza del silicio amorfo, che è una sostanza chimica abbastanza attiva, il silicio cristallino è più inerte in termini di interazione con altre sostanze.

La struttura del reticolo cristallino del silicio ripete la struttura del diamante, - ogni atomo è circondato da altri quattro atomi situati ai vertici del tetraedro. Gli atomi si legano l'un l'altro con legami covalenti che non sono forti come i legami di carbonio nel diamante. Per questo motivo, anche al n. Alcuni legami covalenti nel silicio cristallino vengono distrutti, a seguito del quale alcuni elettroni vengono rilasciati, a causa del quale il silicio ha poca conduttività elettrica. Quando il silicio viene riscaldato, alla luce o con l'aggiunta di alcune impurità, aumenta il numero di legami covalenti che vengono scomposti, con il risultato che aumenta il numero di elettroni liberi e, di conseguenza, aumenta anche la conduttività elettrica del silicio.

Proprietà chimiche del silicio

Come il carbonio, il silicio può essere sia un agente riducente che un agente ossidante, a seconda della sostanza con cui reagisce.

Quando n. Il silicio interagisce solo con il fluoro, che è spiegato da un reticolo cristallino di silicio sufficientemente forte.

Il silicio reagisce con cloro e bromo a temperature superiori a 400 ° C.

Il silicio interagisce con carbonio e azoto solo a temperature molto elevate.

  • Nelle reazioni con non metalli, il silicio agisce come agente riducente:
    • in condizioni normali di non metalli, il silicio reagisce solo con fluoro, formando un alogenuro di silicio:
      Si + 2F2 = SiF4
    • a temperature elevate, il silicio reagisce con cloro (400 ° C), ossigeno (600 ° C), azoto (1000 ° C), carbonio (2000 ° C):
      • Si + 2Cl2 = SiCl4 - alogenuro di silicio;
      • Si + O2 = SiO2 - ossido di silicio;
      • 3Si + 2N2 = Si3N4 - nitruro di silicio;
      • Si + C = SiC - Carborundum (carburo di silicio)
  • Nelle reazioni con metalli, il silicio è un agente ossidante (si formano salicidi:
    Si + 2Mg = Mg2Si
  • Nelle reazioni con soluzioni alcaline concentrate, il silicio reagisce con l'evoluzione dell'idrogeno, formando sali solubili di acido silicico chiamati silicati:
    Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2
  • Il silicio non reagisce con gli acidi (eccetto l'HF).

Preparazione e uso del silicio

Ricezione di silicio:

  • in laboratorio - dalla silice (terapia dell'alluminio):
    3SiO2 + 4Al = 3Si + 2Al2O3
  • nell'industria, riducendo l'ossido di silicio con coke (tecnicamente puro silicio) ad alta temperatura:
    SiO2 + 2C = Si + 2CO
  • il silicio più puro si ottiene riducendo il tetracloruro di silicio con idrogeno (zinco) ad alta temperatura:
    SiCl4+2H2 = Si + 4HCl

Applicazione del silicio:

  • fabbricazione di elementi radio a semiconduttore;
  • come additivi metallurgici nella produzione di composti resistenti al calore e resistenti agli acidi;
  • nella produzione di celle solari per celle solari;
  • come raddrizzatori AC.

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Silicio più zolfo

In condizioni normali, il silicio è piuttosto inerte, che è spiegato dalla forza del suo reticolo cristallino, interagisce direttamente solo con il fluoro e allo stesso tempo mostra proprietà riducenti:

Reagisce con il cloro quando riscaldato a 400-600 ° C:

Interazione con ossigeno

Il silicio frantumato reagisce con l'ossigeno quando riscaldato a 400-600 ° C:

Interazione con altri non metalli

A temperature molto elevate intorno ai 2000 ° C, reagisce con il carbonio:

A 1000 ° C reagisce con l'azoto:

Non interagisce con l'idrogeno.

Interazione con alogenuri di idrogeno

Reagisce con acido fluoridrico in condizioni normali:

con acido cloridrico - a 300 ° C, con idrogeno bromuro - a 500 ° C.

Interazione con metalli

Le proprietà ossidanti del silicio sono meno caratteristiche, ma si manifestano nelle reazioni con i metalli, formando così siliciuri:

Interazione con acidi

Il silicio è resistente agli acidi, in ambiente acido, è ricoperto da un film di ossido insolubile ed è passivato. Il silicio interagisce solo con una miscela di acido fluoridrico e nitrico:

Interazione alcalina

Si scioglie in alcali formando silicato e idrogeno:

reception

Riduzione da ossido di magnesio o alluminio:

SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO;

Riduzione del coke nei forni elettrici:

SiO2 + 2C = Si + 2CO.

In questo processo, il silicio è abbastanza contaminato con carburi di silicio.

Il silicio più puro si ottiene riducendo il tetracloruro di silicio con l'idrogeno a 1200 ° С:

Anche il silicio puro è ottenuto per decomposizione termica del silano:

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

Proprietà chimiche di semplici sostanze non metalliche: idrogeno, ossigeno, alogeni, zolfo, azoto, fosforo, carbonio, silicio

idrogeno

L'elemento chimico l'idrogeno occupa una posizione speciale nel sistema periodico D.I. Mendeleev. In base al numero di elettroni di valenza, la capacità di formare uno ione idratato H + in soluzioni è simile ai metalli alcalini e dovrebbe essere collocata nel gruppo I. In base al numero di elettroni necessari per completare il guscio dell'elettrone esterno, il valore dell'energia di ionizzazione, la capacità di mostrare uno stato di ossidazione negativo, il piccolo idrogeno con raggio atomico dovrebbe essere collocato nel VII gruppo del sistema periodico. Pertanto, il posizionamento dell'idrogeno in un particolare gruppo del sistema periodico è in gran parte arbitrario, ma nella maggior parte dei casi è collocato nel VII gruppo.

Formula elettronica 1 dell'idrogeno 1. L'unico elettrone di valenza è direttamente nella sfera d'azione del nucleo atomico. La semplicità della configurazione elettronica dell'idrogeno non significa che le proprietà chimiche di questo elemento siano semplici. Al contrario, la chimica dell'idrogeno è molto diversa dalla chimica di altri elementi. L'idrogeno nei suoi composti è in grado di mostrare gli stati di ossidazione +1 e -1.

Esistono numerosi metodi per la produzione di idrogeno. In laboratorio, è ottenuto dall'interazione di determinati metalli con acidi, ad esempio:

L'idrogeno può essere ottenuto per elettrolisi di soluzioni acquose di acido solforico o alcali. Quando ciò accade, il processo di evoluzione dell'idrogeno al catodo e ossigeno all'anodo.

Nell'industria, l'idrogeno è prodotto principalmente da gas naturali e associati, prodotti di gassificazione di carburante e gas di cokeria.

Semplice sostanza idrogeno, H2, È un gas infiammabile senza colore o odore. Punto di ebollizione -252,8 ° C. L'idrogeno è 14,5 volte più leggero dell'aria, leggermente solubile in acqua.

La molecola dell'idrogeno è stabile, ha una grande forza. A causa dell'elevata energia di dissociazione, la decomposizione delle molecole H2 sugli atomi si verifica in misura apprezzabile solo a temperature superiori a 2000 ° C.

Per l'idrogeno sono possibili gradi di ossidazione positivi e negativi, pertanto, nelle reazioni chimiche, l'idrogeno può presentare proprietà sia ossidanti che riducenti. Nei casi in cui l'idrogeno agisce come agente ossidante, si comporta come alogeni, formando idruri simili a idruri (gli idruri sono chiamati un gruppo di composti chimici di idrogeno con metalli e meno elettronegativi di lui).

L'idrogeno è significativamente inferiore agli alogeni nell'attività ossidativa. Pertanto, solo gli idruri di metalli alcalini e alcalino-terrosi mostrano un carattere ionico. Gli idruri ionici e complessi, ad esempio, sono forti agenti riducenti. Sono ampiamente usati nelle sintesi chimiche.

Nella maggior parte delle reazioni, l'idrogeno si comporta come un agente riducente. In condizioni normali, l'idrogeno non interagisce con l'ossigeno, ma quando viene acceso, la reazione procede con un'esplosione:

Una miscela di due volumi di idrogeno con un volume di ossigeno è chiamata gas detonante. Con la combustione controllata, viene rilasciata una grande quantità di calore e la temperatura della fiamma dell'idrogeno-ossigeno raggiunge i 3000 ° C.

La reazione con alogeni procede a seconda della natura dell'alogeno in diversi modi:

Con il fluoro, tale reazione va con un'esplosione anche a basse temperature. Con il cloro nella luce, la reazione procede anche con un'esplosione. Con il bromo, la reazione è molto più lenta e con lo iodio non raggiunge la fine, anche a temperature elevate. Il meccanismo di queste reazioni è radicale.

A temperature elevate, l'idrogeno interagisce con elementi del gruppo VI - zolfo, selenio, tellurio, ad esempio:

La reazione dell'idrogeno con l'azoto è molto importante. Questa reazione è reversibile. Per spostare l'equilibrio verso la formazione di ammoniaca utilizzando una pressione elevata. Nell'industria, questo processo viene eseguito ad una temperatura di 450-500 ° C, una pressione di 30 MPa, in presenza di vari catalizzatori:

L'idrogeno riduce molti metalli dagli ossidi, ad esempio:

Questa reazione viene utilizzata per produrre alcuni metalli puri.

Un ruolo enorme è giocato dalle reazioni di idrogenazione dei composti organici, che sono ampiamente utilizzati sia nella pratica di laboratorio che nella sintesi organica industriale.

La riduzione delle fonti naturali di idrocarburi, l'inquinamento ambientale causato dai prodotti della combustione del carburante aumenta l'interesse per l'idrogeno come combustibile rispettoso dell'ambiente. L'idrogeno giocherà probabilmente un ruolo importante nel settore energetico del futuro.

Attualmente l'idrogeno è ampiamente utilizzato nell'industria per la sintesi di ammoniaca, metanolo, idrogenazione di combustibili solidi e liquidi, in sintesi organica, per saldatura e taglio di metalli, ecc.

Acqua H2O, l'ossido di idrogeno, è il composto chimico più importante. In condizioni normali, l'acqua è un liquido incolore, inodore e insapore. Acqua - la sostanza più comune sulla superficie della Terra. Nel corpo umano contiene il 63-68% di acqua.

L'acqua è un composto stabile, la sua decomposizione in ossigeno e idrogeno avviene solo sotto l'influenza della corrente elettrica diretta o ad una temperatura di circa 2000 ° C:

L'acqua interagisce direttamente con i metalli che sono nella serie di potenziali elettronici standard fino all'idrogeno. A seconda della natura del metallo, i prodotti di reazione possono essere i corrispondenti idrossidi e ossidi. Anche la velocità di reazione dipende dalla natura del metallo. Quindi, il sodio reagisce con l'acqua a temperatura ambiente, la reazione è accompagnata dal rilascio di una grande quantità di calore; il ferro reagisce con l'acqua ad una temperatura di 800 ° C.

L'acqua può reagire con molti non-metalli, quindi, in condizioni normali, l'acqua interagisce in modo reversibile con il cloro:

A temperature elevate, l'acqua interagisce con il carbone per formare un cosiddetto gas di sintesi: una miscela di monossido di carbonio (II) e idrogeno:

In condizioni normali, l'acqua reagisce con molti ossidi di base e acidi per formare basi e acidi, rispettivamente:

La reazione va alla fine, se la corrispondente base o acido è solubile in acqua.

ossigeno

L'ossigeno dell'elemento chimico si trova nel 2 ° periodo del sottogruppo VIA. La sua formula elettronica è 1s 2 2s 2 2p 4. Una sostanza semplice è l'ossigeno - un gas senza colore e odore, leggermente solubile in acqua. Forte ossidante Le sue caratteristiche chimiche sono:

Le reazioni di sostanze semplici e complesse con ossigeno sono spesso accompagnate dal rilascio di calore e luce. Tali reazioni sono chiamate reazioni di combustione.

L'ossigeno è ampiamente utilizzato in quasi tutti i settori dell'industria chimica: per la produzione di ferro e acciaio, la produzione di acido nitrico e solforico. Un'enorme quantità di ossigeno viene consumata nei processi di energia termica.

Negli ultimi anni, il problema dello stoccaggio di ossigeno nell'atmosfera è diventato più acuto. Ad oggi, l'unica fonte che reintegra le riserve di ossigeno atmosferico è l'attività vitale delle piante verdi.

alogeni

Il gruppo VII contiene fluoro, cloro, bromo, iodio e astato. Questi elementi sono anche chiamati alogeni (in traduzione - dando origine ai sali).

A livello di energia esterna di tutti questi elementi ci sono 7 elettroni (configurazioni ns 2 np 5), gli stati di ossidazione più caratteristici sono -1, +1, +5 e +7 (ad eccezione del fluoro).

Gli atomi di tutti gli alogeni formano semplici sostanze di composizione Hal2.

Gli alogeni sono tipici non metalliferi. Durante la transizione da fluoro ad astato, si verifica un aumento del raggio dell'atomo, diminuiscono le proprietà non metalliche, diminuiscono le proprietà ossidanti e aumentano le proprietà di riduzione.

Le proprietà fisiche degli alogeni sono mostrate nella tabella 8.

Gli alogeni chimicamente sono molto attivi. La loro reattività diminuisce con l'aumentare del numero di sequenza. Alcune delle reazioni tipiche di loro sono riportate di seguito usando il cloro come esempio:

Composti di idrogeno di alogeni - gli alogenuri di idrogeno hanno la formula generale HHal. Le loro soluzioni acquose sono acidi, la cui forza aumenta da HF a HI.

Gli acidi alogenati (ad eccezione dell'HF) sono in grado di reagire con agenti ossidanti così forti come KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, CrO3 e altri, con la formazione di alogeni:

Gli alogeni formano una serie di ossidi, ad esempio per il cloro, sono noti ossidi acidi di composizione Cl.2O clo2, ClO3, Cl2O7. Tutti questi composti sono ottenuti con metodi indiretti. Sono forti agenti ossidanti e sostanze esplosive.

Il più stabile degli ossidi di cloro è Cl2O7. Gli ossidi di cloro reagiscono facilmente con l'acqua per formare acidi contenenti ossigeno: HCl ipocloroso, cloruro HClO2, HCl clorico3 e cloridrato HClO4, per esempio:

Nell'industria, il bromo si ottiene spostando il cloro dai bromuri e, nella pratica di laboratorio, dall'ossidazione dei bromuri:

La semplice sostanza bromo è un forte agente ossidante, reagisce facilmente con molte sostanze semplici formando bromuri; sposta lo iodio da ioduri.

Sostanza semplice iodio, I2, È un nero con cristalli metallici di lucentezza, che vengono sublimati, cioè passano nel vapore, bypassando lo stato liquido. Lo iodio è leggermente solubile in acqua, ma piuttosto solubile in alcuni solventi organici (alcool, benzene, ecc.).

Lo iodio è un agente ossidante abbastanza forte in grado di ossidare un numero di metalli e alcuni non metalli.

Lo zolfo dell'elemento chimico si trova nel 3 ° periodo del sottogruppo VIA. La sua formula elettronica è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Una sostanza semplice è lo zolfo - un non-metallo giallo. Esiste in due modificazioni allotropiche: rombica e monoclina e in forma amorfa (zolfo plastico). Mostra sia proprietà ossidanti che riducenti. Sono possibili reazioni sproporzionate. Le sue caratteristiche chimiche sono:

Lo zolfo forma un composto di idrogeno volatile: idrogeno solforato. La sua soluzione acquosa è un debole acido bibasico. L'idrogeno solforato è anche caratterizzato da proprietà riducenti:

Lo zolfo forma due ossidi acidi: ossido di zolfo (IV) SO2 e ossido di zolfo (VI) SO3. Il primo corrisponde ad un acido solforico debole H esistente solo in soluzione.2SO3; il secondo è forte acido solforico dibasico H2SO4. L'acido solforico concentrato presenta forti proprietà ossidanti. Di seguito sono riportate le reazioni tipiche per questi composti:

L'acido solforico è prodotto in grandi quantità nell'industria. Tutti i metodi industriali per la produzione di acido solforico sono basati sulla produzione iniziale di ossido di zolfo (IV), la sua ossidazione in ossido di zolfo (VI) e l'interazione di quest'ultimo con acqua.

L'azoto dell'elemento chimico è nel 2 ° periodo, il gruppo V, il sottogruppo principale del sistema periodico DI. Mendeleev. La sua formula elettronica è 1s 2 2s 2 2p 3. Nei suoi composti, l'azoto mostra stati di ossidazione -3, -2, + 1, + 2, +3, +4, +5.

La sostanza semplice azoto è un gas incolore e inodore che è poco solubile in acqua. Tipico non metallico. In condizioni normali, chimicamente poco attivo. Quando riscaldato entra in reazioni redox.

L'azoto forma ossidi di composizione N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. In questo caso, N2O, NO, sono ossidi non salini, che sono caratterizzati da reazioni redox; N2O3, NO2, N2O4, N2O5 - ossidi di acido salino, che sono anche caratteristici delle reazioni di ossido-riduzione, comprese le reazioni sproporzionate.

Proprietà chimiche degli ossidi di azoto:

L'azoto forma un composto di idrogeno volatile di NH3, ammoniaca. In condizioni normali, è un gas incolore con un forte odore caratteristico; punto di ebollizione -33,7 ° C, punto di fusione -77,8 ° C. L'ammoniaca è altamente solubile in acqua (700 volumi di NH3 1 volume di acqua a 20 ° C) e un certo numero di solventi organici (alcol, acetone, cloroformio, benzene).

Proprietà chimiche dell'ammoniaca:

L'azoto forma l'acido nitroso HNO2 (in forma libera è noto solo in fase gas o soluzioni). Questo è un acido debole, i suoi sali sono chiamati nitriti.

Inoltre, l'azoto forma un HNO acido nitrico molto forte3. Una caratteristica speciale dell'acido nitrico è che le sue reazioni di riduzione dell'ossidazione con i metalli non emettono idrogeno, ma formano diversi ossidi di azoto o sali di ammonio, ad esempio:

Nelle reazioni con non metalli, l'acido nitrico concentrato si comporta come un forte agente ossidante:

L'acido nitrico può anche ossidare solfuri, ioduri, ecc.:

Sottolineiamo di nuovo. Scrivi le equazioni delle reazioni di ossido-riduzione che coinvolgono l'HNO3 di solito condizionale. Di norma, indicano solo il prodotto, che è formato in quantità maggiori. In alcune di queste reazioni, l'idrogeno è stato rilevato come prodotto di riduzione (reazione di HNO diluita3 con Mg e Mn).

I sali di acido nitrico sono chiamati nitrati. Tutti i nitrati sono ben solubili in acqua. I nitrati sono termicamente instabili e si decompongono facilmente quando riscaldati.

Casi particolari di decomposizione del nitrato di ammonio:

Schemi generali di decomposizione termica dei nitrati:

fosforo

L'elemento chimico fosforo si trova nel 3 ° periodo, il gruppo V, il sottogruppo principale del sistema periodico D.I. Mendeleev. La sua formula elettronica è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

La sostanza semplice fosforo esiste sotto forma di diverse modificazioni allotropiche (composizione allotropica). Fosforo bianco P4, a temperatura ambiente, morbido, si scioglie, bolle senza decomposizione. Fosforo rosso Pn, consiste di molecole polimeriche di diverse lunghezze. Quando riscaldato sublima. Il fosforo nero è costituito da catene continuen, ha una struttura a strati, in apparenza simile alla grafite. Il più reattivo è il fosforo bianco.

Nell'industria, il fosforo si ottiene calcinando il fosfato di calcio con carbone e sabbia a 1500 ° C:

Nelle reazioni seguenti, eventuali modifiche del fosforo entrano, se non diversamente indicato:

Il fosforo forma un composto di idrogeno volatile - fosfina, PH3. Questo composto gassoso con un odore pungente estremamente sgradevole. I suoi sali, a differenza dei sali di ammoniaca, esistono solo a basse temperature. La fosfina entra facilmente nelle reazioni redox:

Il fosforo forma due ossidi acidi: P2O3 e P2O5. Quest'ultimo corrisponde all'acido fosforico (ortofosforico) H3PO4. Questo è un acido tribasico di forza moderata, che forma tre file di sali: medio (fosfati) e acido (idro- e diidrofosfati). Di seguito sono riportate le equazioni delle reazioni chimiche caratteristiche di questi composti:

carbonio

L'elemento chimico carbonio si trova nel 2 ° periodo, il sottogruppo principale del quarto gruppo del sistema periodico D.I. Mendeleev, la sua formula elettronica è 1s 2 2s 2 2p 2, gli stati di ossidazione più caratteristici sono -4, +2, +4.

Per il carbonio, sono note modifiche allotropiche stabili (grafite, diamante, allotropia di una struttura), nella forma in cui si trovano in natura, nonché carbine e fullereni ottenuti con metodi di laboratorio.

Il diamante è una sostanza cristallina con un reticolo cubico di coordinazione atomica. Ogni atomo di carbonio in un diamante si trova in uno stato di ibridizzazione sp 3 e forma legami forti equivalenti con quattro atomi di carbonio adiacenti. Ciò comporta una durezza del diamante eccezionale e l'assenza di conduttività in condizioni normali.

Nella grafite, gli atomi di carbonio sono in uno stato di ibridazione sp 2. Gli atomi di carbonio sono combinati in infiniti strati di anelli a sei membri, stabilizzati da un legame ω, delocalizzati all'interno dell'intero strato. Questo spiega la lucentezza metallica e la conducibilità elettrica della grafite. Gli strati di carbonio sono combinati in un reticolo cristallino principalmente a causa delle forze intermolecolari. La forza dei legami chimici nel piano della macromolecola è molto maggiore di quella tra gli strati, quindi la grafite è piuttosto morbida, facilmente stratificata e chimicamente un po 'più attiva del diamante.

La composizione di carbone, fuliggine e coca cola comprende cristalli di grafite molto piccoli con una superficie molto grande, che sono chiamati carbonio amorfo.

In Carbine, l'atomo di carbonio si trova nello stato di ibridizzazione sp. Il suo reticolo cristallino è costituito da catene diritte di due tipi:

La carbina è una polvere nera con una densità di 1,9-2,0 g / cm 3, è un semiconduttore.

Le modifiche allotropiche del carbonio possono trasformarsi l'una nell'altra in determinate condizioni. Quindi, quando riscaldato senza accesso all'aria a una temperatura di 1750 ° C, il diamante si trasforma in grafite.

In condizioni normali, il carbonio è molto inerte, ma a temperature elevate reagisce con varie sostanze, la forma più reattiva è il carbonio amorfo, la grafite è meno attiva e il più inerte è il diamante.

Reazioni al carbonio:

Il carbonio è resistente agli acidi e agli alcali. Solo gli acidi nitrico e solforico concentrati a caldo possono ossidarlo a diossido di carbonio (IV):

Il carbonio recupera molti metalli dai loro ossidi. Allo stesso tempo, a seconda della natura del metallo, si formano metalli puri (ossidi di ferro, cadmio, rame, piombo) o carburi corrispondenti (ossidi di calcio, vanadio, tantalio), ad esempio:

Il carbonio forma due ossidi: CO e CO2.

Il monossido di carbonio (II) CO (monossido di carbonio) è un gas incolore, inodore, scarsamente solubile in acqua. Questo composto è un forte agente riducente. Brucia nell'aria con una grande quantità di calore, in modo che il CO sia un buon carburante gassoso.

Il monossido di carbonio (II) riduce molti metalli dai loro ossidi:

Il monossido di carbonio (II) è un ossido non salino, non reagisce con acqua e alcali.

Monossido di carbonio (IV) CO2 (anidride carbonica) è un gas incolore, inodore, non combustibile, scarsamente solubile in acqua. Nella tecnologia, è solitamente ottenuto dalla decomposizione termica di CaCO3, e in pratica di laboratorio - azione su CaCO3 acido cloridrico:

Il monossido di carbonio (IV) è un ossido acido. Le sue caratteristiche chimiche sono:

Il monossido di carbonio (IV) corrisponde all'acido carbonico dibasico molto debole H2CO3, che non esiste nella sua forma pura. Forma due file di sali: carbonati medi, ad esempio carbonato di calcio CaCO3, e acido - bicarbonati, come Ca (HCO3)2 - bicarbonato di calcio.

I carbonati vengono convertiti in bicarbonati sotto l'azione di un eccesso di anidride carbonica nell'ambiente acquatico:

Il bicarbonato di calcio viene convertito in carbonato sotto l'azione dell'idrossido di calcio:

Bicarbonati e carbonati si decompongono quando riscaldati:

silicio

Il silicio dell'elemento chimico è nel gruppo IVA del 3 ° periodo del sistema periodico D.I. Mendeleev. La sua formula elettronica è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, gli stati di ossidazione più caratteristici sono -4, +4.

Il silicio si ottiene riducendo il suo ossido con magnesio o carbonio nei forni elettrici e il silicio ad elevata purezza riducendo il SiCl.4 zinco o idrogeno, ad esempio:

Il silicio può esistere in forma cristallina o amorfa. In condizioni normali, il silicio è abbastanza stabile e il silicio amorfo è più reattivo rispetto al cristallino. Per il silicio, lo stato di ossidazione più stabile è +4.

Silicon Reactions:

Il silicio non reagisce con gli acidi (eccetto gli HF), è passivato dagli agenti ossidanti acidi, ma è ben solubile in una miscela di acido fluoridrico e nitrico, che può essere descritta dall'equazione:

Ossido di silicio (IV), SiO2 (silice), trovato in natura principalmente sotto forma di un minerale di quarzo. Chimicamente abbastanza stabile, mostra le proprietà dell'ossido acido.

Proprietà dell'ossido di silicio (IV):

Il silicio forma acidi di diverso contenuto di SiO.2 e H2O. Composizione composta H2SiO3 nella sua forma pura non è selezionato, ma per semplicità può essere scritto nelle equazioni di reazione:

Compiti di formazione

1. L'idrogeno in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) ossigeno e ferro
2) grigio e cromato
3) monossido di carbonio (II) e acido cloridrico
4) azoto e sodio

2. Le seguenti affermazioni sull'idrogeno sono corrette?

A. Il perossido di idrogeno può essere ottenuto bruciando l'idrogeno in eccesso di ossigeno.
B. La reazione tra idrogeno e zolfo non richiede catalizzatore.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

3. L'ossigeno in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) elio e ferro
2) fosforo e zinco
3) ossido di silicio (IV) e cloro
4) cloruro di potassio e zolfo

4. Le seguenti affermazioni sull'ossigeno sono vere?

A. L'ossigeno non reagisce con il cloro.
B. La reazione di ossigeno con zolfo dà SO2.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

5. Il fluoro in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) elio e ferro
2) argon e acido nitrico
3) monossido di carbonio (IV) e neon
4) acqua e sodio

6. Le seguenti affermazioni sul fluoruro sono vere?

A. La reazione di eccesso di fluoro con fosforo porta a PF5.
B. Il fluoro reagisce con l'acqua.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

7. Il cloro in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) ossigeno e ferro
2) fosforo e acido solforico
3) ossido di silicio (IV) e neon
4) bromuro di potassio e zolfo

8. Le seguenti affermazioni sul cloro sono vere?

A. Il vapore di cloro è più leggero dell'aria.
B. Nell'interazione del cloro con l'ossigeno porta all'ossido di cloro (V).

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

9. Il bromo in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) fosforo e ferro
2) fosforo e acido solforico
3) ossido di silicio (IV) e cloro
4) bromuro di potassio e zolfo

10. Le seguenti affermazioni sul bromo sono vere?

A. Il bromo non reagisce con l'idrogeno.
B. Il bromo sposta il cloro dai cloruri.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

11. Lo iodio in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) elio e ferro
2) fosforo e calcio
3) ossido di silicio (IV) e cloro
4) cloruro di potassio e zolfo

12. Le seguenti affermazioni sullo iodio sono vere?

A. La soluzione di iodio ha proprietà battericide.
B. Lo iodio reagisce con il cloruro di calcio.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

13. Lo zolfo in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) sodio e ferro
2) fosforo e ossido di zinco
3) ossido di silicio (IV) e cloro
4) cloruro di potassio e bromuro di sodio

14. Le seguenti affermazioni sullo zolfo sono vere?

A. Quando si fondono zolfo e calcio, si forma CaS.
B. Quando lo zolfo reagisce con l'ossigeno, si forma SO.2.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

15. L'azoto in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) litio e cloruro di calcio
2) cloro e ossido di calcio
3) ossido di silicio (IV) e cloro
4) litio e calcio

16. Le seguenti affermazioni sull'azoto sono valide?

A. Nell'industria, la reazione di azoto e idrogeno viene effettuata ad alta pressione in presenza di un catalizzatore.
B. L'interazione di azoto e sodio forma Na3N.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

17. Il fosforo in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) sodio e solfuro di calcio
2) cloro e ossigeno
3) monossido di carbonio (IV) e zolfo
4) zolfo e ossido di zinco

18. Le seguenti affermazioni sul fosforo sono vere?

A. La reazione del fosforo con il cloro è solo in presenza di un catalizzatore.
B. Quando il fosforo reagisce con lo zolfo, si forma solo P.2S3.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

19. Il carbonio in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) solfato di calcio e bario
2) cloro e neon
3) ossido di fosforo (V) e zolfo
4) zolfo e idrossido di zinco

20. Le seguenti affermazioni sul carbonio sono vere?

A. Quando il carbonio interagisce con il sodio, si forma il Na di carburo.2C2.
B. Il carbonio reagisce con l'ossido di calcio per formare CaC.2.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

21. Il silicio in condizioni appropriate reagisce con ciascuna delle due sostanze:

1) ossigeno e idrossido di sodio
2) cloro e neon
3) ossido di fosforo (V) e zolfo
4) zolfo e idrossido di zinco

22. Le seguenti affermazioni sul silicio sono vere?

A. Quando il silicio interagisce con il carbonio, si forma un carburo di composizione SiC.
B. Il silicio reagisce con il magnesio per formare Mg2Si.

1) solo A è vero
2) solo B è vero
3) entrambi i giudizi sono veri
4) entrambi i giudizi sono sbagliati

23. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

24. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

25. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

26. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

27. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

SOSTANZE REATTIVE
A) Cl2 + Fe →
B) Cl2 + Cr →
B) Cl2 (gf) + P →

28. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

PRODOTTI DI REAZIONE
1) NaClO3 + NaCl + H2O
2) NaCl + NaClO + H2O
3) NaClO3 + NaCl
4) NaCl + Br2
5) NaClBr

29. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

PRODOTTI DI REAZIONE
1) NaClI
2) NaBrO + NaBr
3) NaBrO3 + NaBr + H2O
4) NaBrO + NaBr + H2O
5) NaBr + I2

30. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

PRODOTTI DI REAZIONE
1) NaBr + NaBrO3 + H2O
2) NaBr + NaBrO + H2O
3) I Br
4) H2SO4 + HBr
5) HBr + SO3

31. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

32. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

33. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

SOSTANZE REATTIVE
A) S + Na →
B) S + HI →
B) S + NaOH →

34. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

SOSTANZE REATTIVE
A) S + Cl2 (breve) →
B) S + HNO3 (conc.) →
B) S + O2 → +

35. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

36. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

37. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

38. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

SOSTANZE REATTIVE
A) P + Br2 (breve) →
B) P + Li
C) P + HNO3 (conc.) →

39. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

40. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

SOSTANZE REATTIVE
A) C + H2O →
B) C + HNO3
B) C + S →

41. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

SOSTANZE REATTIVE
A) Si + O2
B) Si + S →
B) S i + Mg →

42. Stabilire una corrispondenza tra i reagenti e i prodotti di reazione.

SOSTANZE REATTIVE
A) Si + Cl2
B) Si + C →
B) Si + NaOH →

43. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

44. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

45. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

46. ​​Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

47. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

48. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

49. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la seconda trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

50. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

51. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

52. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

53. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

54. Dato lo schema delle trasformazioni:

Scrivi le equazioni molecolari delle reazioni con le quali puoi eseguire queste trasformazioni. Per la terza trasformazione, comporre l'equazione di reazione ionica abbreviata.

http://himi4ka.ru/ogje-2018-po-himii/urok-14-himicheskie-svojstva-prostyh-veshhestv-nemetallov-vodoroda-kisloroda-galogenov-sery-azota-fosfora-ugleroda-kremnija.html

Per Saperne Di Più Erbe Utili