Уравнение реакции фосфора с кремнием (2 видео)

Кремний. Химия кремния и его соединений

Содержание

Кремний
Положение в периодической системе химических элементов
Электронное строение кремния
Физические свойства, способы получения и нахождение в природе кремния
Качественные реакции
Соединения кремния
Способы получения кремния
Химические свойства
Бинарные соединения кремния
Силициды металлов
Силан
Карбид кремния
Галогениды кремния
Оксид кремния (IV)
Физические свойства и нахождение в природе
Химические свойства
Кремниевая кислота
Строение молекулы и физические свойства
Способы получения
Химические свойства
Силикаты
Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
Водород
Кислород
Галогены
Фосфор
Углерод
Кремний
Тренировочные задания
Химические свойства фосфора
Фосфор и соединения
Химические свойства
🎥 Видео

Кремний

Положение в периодической системе химических элементов

Кремний расположен в главной подгруппе IV группы (или в 14 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение кремния

Электронная конфигурация кремния в основном состоянии :

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

Электронная конфигурация кремния в возбужденном состоянии :

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

Атом кремния содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома кремния — от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Физические свойства, способы получения и нахождение в природе кремния

Кремний — второй по распространенности элемент на Земле после кислорода. Встречается только в виде соединений. Оксид кремния SiO₂ образует большое количество природных веществ – горный хрусталь, кварц, кремнезем.

Простое вещество кремний – атомный кристалл темно-серого цвета с металлическим блеском, довольно хрупок. Температура плавления 1415 °C, плотность 2,33 г/см 3 . Полупроводник.

Качественные реакции

Качественная реакция на силикат-ионы SiO₃ 2- — взаимодействие солей-силикатов с сильными кислотами . Кремниевая кислота – слабая. Она легко выделяется из растворов солей кремниевой кислоты при действии на них более сильными кислотами.

Например , если к раствору силиката натрия прилить сильно разбавленный раствор соляной кислоты, то кремниевая кислота выделится не в виде осадка, а в виде геля. Раствор помутнеет и «застынет».

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2 NaCl

Видеоопыт взаимодействия силиката натрия с соляной кислоты (получение кремниевой кислоты) можно посмотреть здесь.

Соединения кремния

Основные степени окисления кремния +4, 0 и -4.

Наиболее типичные соединения кремния:

Степень окисления

Типичные соединения

оксид кремния (IV) SiO₂

бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)

-4

силан SiH₄

силициды металлов (силицид натрия Na₄Si)

Способы получения кремния

В свободном состоянии кремний был получен Берцелиусом в 1822 г. Его латинское название «силиций» произошло от латинского слова « sile х», что означает «кремень». Аморфный кремний в лаборатории можно получить при прокаливании смеси металлического магния с диоксидом кремния. Для опыта диоксид кремния следует тщательно измельчить. При нагревании смеси начинается бурная реакция. Одним из продуктов этой реакции является аморфный кремний.

SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO

Видеоопыт взаимодействия оксида кремния (IV) с магнием можно посмотреть здесь.

Еще один способ получения кремния в лаборатории — восстановление из оксида алюминием:

В промышленности использовать дорогие алюминий и магний неэффективно, поэтому используют другие, более дешевые способы:

1. Восстановление из оксида коксом в электрических печах:

SiO₂ + 2C → Si + 2CO

Однако в таком процессе образующийся кремний загрязнен примесями карбидов кремния, и для производства, например, микросхем уже не подходит.

2. Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния водородом при 1200 °С:

SiCl₄ +2H₂ → Si + 4HCl

или цинком :

SiCl₄ + 2Zn → Si + 2ZnCl₂

3. Также чистый кремний получается при разложении силана :

Химические свойства

При нормальных условиях кремний существует в виде атомного кристалла, поэтому химическая активность кремния крайне невысокая.

1. Кремний проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (при взаимодействии с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому кремний реагирует и с металлами , и с неметаллами .

1.1. При обычных условиях кремний реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV):

При нагревании кремний реагирует с хлором, бромом, йодом :

1.2. При сильном нагревании (около 2000 о С) кремний реагирует с углеродом с образованием бинарного соединения карбида кремния (карборунда):

C + Si → SiC

При температуре выше 600°С взаимодействует с серой:

Si + 2S → SiS₂

1.3. Кремний не взаимодействует с водородом .

1.4. С азотом кремний реагирует в очень жестких условиях:

1.5. В реакциях с активными металлами кремний проявляет свойства окислителя. При этом образуются силициды:

2Ca + Si → Ca₂Si

Si + 2Mg → Mg₂Si

1.6. При нагревании выше 400°С кремний взаимодействует с кислородом :

2. Кремний взаимодействует со сложными веществами:

2.1. В водных растворах щелочей кремний растворяется с образованием солей кремниевой кислоты. При этом щелочь окисляет кремний.

2.2. Кремний не взаимодействует с водными растворами кислот , но аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты :

При обработке кремния безводным фтороводородом комплекс не образуется:

С хлороводородом кремний реагирует при 300 °С, с бромоводородом – при 500 °С.

2.3. Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот :

3Si + 4HNO₃ + 12HF → 3SiF₄ + 4NO + 8H₂O

Бинарные соединения кремния

Силициды металлов

Силициды – это бинарные соединения кремния с металлами, в которых кремний имеет степень окисления -4. Химическая связь в силицидах металлов — ионная.

Силициды, как правило, легко гидролизуются в воде или в кислой среде.

Например , силицид магния разлагается водой на гидроксид магния и силан:

Соляная кислота легко разлагает силицид магния:

Получают силициды сплавлением простых веществ или восстановлением смеси оксидов коксом в электропечах:

2Mg + Si → Mg ₂ Si

2MgO + SiO₂ + 4C → Mg₂Si + 4CO

Силан

Силан – это бинарное соединение кремния с водородом SiH₄, ядовитый бесцветный газ.

Если поместить порошок силицида магния в очень слабый раствор соляной кислоты, то на поверхности раствора образуются пузырьки газа. Они лопаются и загораются на воздухе. Это горит силан. Он образуется при взаимодействии кислоты с силицидом магния:

Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь.

На воздухе силан горит с образованием SiO₂ и H₂O:

Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь.

Силан разлагается водой разлагается с выделением водорода:

Силан разлагается (окисляется) щелочами :

Силан при нагревании разлагается :

Карбид кремния

В соединениях кремния с неметаллами — ковалентная связь.

Рассмотрим карбид кремния – карборунд Si +4 C -4 . Это вещество с атомной кристаллической решеткой. Он имеет структуру, подобную структуре алмаза и характеризуется высокой твердостью и температурой плавления, а также высокой химической устойчивостью.

Карборунд окисляется кислородом при высокой температуре:

Карборунд окисляется кислородом в расплаве щелочи :

Галогениды кремния

Хлорид и фторид кремния – галогенангидриды кремниевой кислоты.
SiCl₄.

Получают галогениды кремния действием хлора на сплав оксида кремния с углем :

Галогениды кремния разлагаются водой до кремниевой кислоты и хлороводорода:

Хлорид кремния (IV) восстанавливается водородом :

SiCl₄ + 2H₂ → Si + 4HCl

Оксид кремния (IV)

Физические свойства и нахождение в природе

Оксид кремния (IV) – это твердое вещество с атомной кристаллической решеткой. В природе встречается в виде кварца, речного песка, кремнезема и прочих модификаций:

Химические свойства

Оксид кремния (IV) – типичный кислотный оксид . За счет кремния со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства.

1. Как кислотный оксид, диоксид кремния (IV) взаимодействует с растворами и расплавами щелочей и в расплаве с основными оксидами . При этом образуются силикаты.

Например , диоксид кремния взаимодействует с гидроксидом калия:

Еще пример : диоксид кремния взаимодействует с оксидом кальция.

SiO₂ + CaO → CaSiO₃

2. Оксид кремния (IV) не взаимодействует с водой , т.к. кремниевая кислота нерастворима .

3. Оксид кремния (IV) реагирует при сплавлении с карбонатами щелочных металлов . При этом работает правило: менее летучий оксид вытесняет более летучий оксид из солей при сплавлении.

Например , оксид кремния (IV) взаимодействует с карбонатом калия. При этом образуется силикат калия и углекислый газ:

4. Из кислот диоксид кремния реагирует только с плавиковой или с газообразным фтороводородом :

5. При температуре выше 1000 °С оксид кремния реагирует с активными металлами, при этом образуется кремний.

Например , оксид кремния взаимодействует с магнием с образованием кремния и оксида магния:

SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO

Видеоопыт взаимодействия оксида кремния (IV) с магнием можно посмотреть здесь.

При избытке восстановителя образуются силициды:

SiO₂ + 4Mg → Mg₂Si + 2MgO

6. Оксид кремния (IV) взаимодействует с неметаллами.

Например , оксид кремния (IV) реагирует с водородом в жестких условиях. При этом оксид кремния проявляет окислительные свойства:

Еще пример : оксид кремния взаимодействует с углеродом. При этом образуется карборунд и угарный газ:

SiO₂ + 3С → SiС + 2СО

При сплавлении оксид кремния взаимодействует с фосфатом кальция и углем:

Кремниевая кислота

Строение молекулы и физические свойства

Кремниевые кислоты — очень слабые, малорастворимые в воде соединения общей формулы nSiO₂•mH₂O. Образует коллоидный раствор в воде.

Метакремниевая H₂SiO₃ существует в растворе в виде полимера:

Способы получения

Кремниевая кислота образуется при действии сильных кисло т на растворимые силикаты (силикаты щелочных металлов).

Например , при действии соляной кислоты на силикат натрия:

Видеоопыт получения кремниевой кислоты из силиката натрия можно посмотреть здесь.

Даже слабая угольная кислота вытесняет кремниевую кислоту из солей:

Химические свойства

1. Кремниевая кислота — нерастворимая. Кислотные свойства выражены очень слабо, поэтому кислота реагирует только с сильными основаниями и их оксидами :

Например , кремниевая кислота реагирует с концентрированным гидроксидом калия:

2. При нагревании кремниевая кислота разлагается на оксид и воду :

Силикаты

Силикаты — это соли кремниевой кислоты. Большинство силикатов нерастворимо в воде, кроме силикатов натрия и калия, их называют «жидким стеклом».

Способы получения силикатов:

1 . Растворение кремния, кремниевой кислоты или оксида в щелочи:

2. Сплавление с основными оксидами:

СаО + SiO₂ → CaSiO₃

3. Взаимодействие растворимых силикатов с солями:

Оконное стекло (натриевое стекло) — силикат натрия и кальция: Na₂O·CaO·6SiO₂.

Стекло получают при сплавлении в специальных печах смеси соды Na₂CO₃, известняка CaCO₃ и белого песка SiO₂:

Для получения специального стекла вводят различные добавки, так стекло содержащее ионы Pb 2+ – хрусталь; Cr 3+ – имеет зеленую окраску, Fe 3+ – коричневое бутылочное стекло, Co 2+ – дает синий цвет, Mn 2+ – красновато-лиловый.

Видео:Фосфор. 9 класс.Скачать

Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Видео:Химия 9 класс (Урок№16 - Фосфор. Аллотропия фосфора. Свойства фосфора. Оксид фосфора(V).)Скачать

Водород

Химический элемент водород занимает особое положение в периодической системе Д.И. Менделеева. По числу валентных электронов, способности образовывать в растворах гидратный ион H + он сходен с щелочными металлами, и его следует поместить в I группу. По числу электронов, необходимых для завершения внешней электронной оболочки, значению энергии ионизации, способности проявлять отрицательную степень окисления, малому атомному радиусу водород следует поместить в VII группу периодической системы. Таким образом, размещение водорода в той или иной группе периодической системы в значительной мере условно, но в большинстве случаев его помещают в VII группу.

Электронная формула водорода 1s 1 . Единственный валентный электрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра. Простота электронной конфигурации водорода отнюдь не означает, что химические свойства этого элемента просты. Напротив, химия водорода во многом отличается от химии других элементов. Водород в своих соединениях способен проявлять степени окисления +1 и –1.

Существует большое количество методов получения водорода. В лаборатории его получают взаимодействием некоторых металлов с кислотами, например:

Водород можно получить электролизом водных растворов серной кислоты или щелочей. При этом происходит процесс выделения водорода на катоде и кислорода на аноде.

В промышленности водород получают главным образом из природных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа.

Простое вещество водород, H₂, представляет собой горючий газ без цвета и запаха. Температура кипения –252,8 °C. Водород в 14,5 раза легче воздуха, мало растворим в воде.

Молекула водорода устойчива, обладает большой прочностью. Из-за высокой энергии диссоциации распад молекул H₂ на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре выше 2000 °C.

Для водорода возможны положительная и отрицательная степени окисления, поэтому в химических реакциях водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. В тех случаях, когда водород выступает в качестве окислителя, он ведёт себя подобно галогенам, образуя аналогичные галогенидам гидриды (гидридами называют группу химических соединений водорода с металлами и менее электроотрицательными, чем он, элементами):

По окислительной активности водород существенно уступает галогенам. Поэтому ионный характер проявляют лишь гидриды щелочных и щёлочноземельных металлов. Ионные, а также комплексные гидриды, например, являются сильными восстановителями. Их широко используют в химических синтезах.

В большинстве реакций водород ведёт себя как восстановитель. При нормальных условиях водород не взаимодействует с кислородом, однако при поджигании реакция протекает со взрывом:

Смесь двух объёмов водорода с одним объёмом кислорода называют гремучим газом. При контролируемом горении происходит выделение большого количества тепла, и температура водородно-кислородного пламени достигает 3000 °С.

Реакция с галогенами протекает в зависимости от природы галогена по-разному:

С фтором такая реакция идёт со взрывом даже при низких температурах. С хлором на свету реакция также протекает со взрывом. С бромом реакция идёт значительно медленнее, а с йодом не доходит до конца даже при высокой температуре. Механизм этих реакций радикальный.

При повышенной температуре водород взаимодействует с элементами VI группы — серой, селеном, теллуром, например:

Очень важной является реакция водорода с азотом. Эта реакция обратима. Для смещения равновесия в сторону образования аммиака используют повышенное давление. В промышленности данный процесс осуществляют при температуре 450—500 °С, давлении 30 МПа, в присутствии различных катализаторов:

Водород восстанавливает многие металлы из оксидов, например:

Данную реакцию используют для получения некоторых чистых металлов.

Огромную роль играют реакции гидрирования органических соединений, которые широко используют как в лабораторной практике, так и в промышленном органическом синтезе.

Сокращение природных источников углеводородного сырья, загрязнение окружающей среды продуктами сгорания топлива повышают интерес к водороду как к экологически чистому топливу. Вероятно, водород будет играть важную роль в энергетике будущего.

В настоящее время водород широко применяют в промышленности для синтеза аммиака, метанола, гидрогенизации твёрдого и жидкого топлива, в органическом синтезе, для сварки и резки металлов и т. д.

Вода H₂O, оксид водорода, является важнейшим химическим соединением. При нормальных условиях вода — бесцветная жидкость, без запаха и вкуса. Вода — самое распространённое вещество на поверхности Земли. В человеческом организме содержится 63—68 % воды.

Вода является стабильным соединением, её разложение на кислород и водород происходит лишь под действием постоянного электрического тока или при температуре около 2000 °C:

Вода непосредственно взаимодействует с металлами, стоящими в ряду стандартных электронных потенциалов до водорода. Продуктами реакции в зависимости от природы металла могут быть соответствующие гидроксиды и оксиды. Скорость реакции в зависимости от природы металла также изменяется в широких пределах. Так, натрий вступает в реакцию с водой уже при комнатной температуре, реакция сопровождается выделением большого количества тепла; железо реагирует с водой при температуре 800 °С.

Вода может вступать в реакцию со многими неметаллами, так, при обычных условиях вода обратимо взаимодействует с хлором:

При повышенной температуре вода взаимодействует с углем с образованием так называемого синтез-газа — смеси оксида углерода (II) и водорода:

При обычных условиях вода реагирует со многими основными и кислотными оксидами с образованием оснований и кислот соответственно:

Реакция идёт до конца, если соответствующее основание или кислота растворимы в воде.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Кислород

Химический элемент кислород расположен во 2-м периоде VIA подгруппе. Его электронная формула 1s 2 2s 2 2p 4 . Простое вещество кислород — газ без цвета и запаха, мало растворим в воде. Сильный окислитель. Его характерные химические свойства:

Реакции простых и сложных веществ с кислородом часто сопровождаются выделением тепла и света. Такие реакции называют реакциями горения.

Кислород широко используется практически во всех областях химической промышленности: для производства чугуна и стали, производства азотной и серной кислоты. Огромное количество кислорода потребляется в процессах тепловой энергетики.

В последние годы обострилась проблема сохранения запасов кислорода в атмосфере. До настоящего времени единственным источником, пополняющим запасы атмосферного кислорода, является жизнедеятельность зелёных растений.

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Галогены

В VIIА группе находятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Эти элементы называют также галогенами (в переводе — рождающие соли).

На внешнем энергетическом уровне всех этих элементов находятся 7 электронов (конфигурации ns 2 np 5 ), наиболее характерные степени окисления –1, +1, +5 и +7 (кроме фтора).

Атомы всех галогенов образуют простые вещества состава Hal₂.

Галогены являются типичными неметаллами. При переходе от фтора к астату происходит увеличение радиуса атома, неметаллические свойства падают, происходит уменьшение окислительных и увеличение восстановительных свойств.

Физические свойства галогенов приведены в таблице 8.

В химическом отношении галогены весьма активны. Их реакционная способность убывает с увеличением порядкового номера. Некоторые характерные для них реакции приведены ниже на примере хлора:

Водородные соединения галогенов — галогеноводороды имеют общую формулу HHal. Их водные растворы являются кислотами, сила которых возрастает от HF к HI.

Галогенводородные кислоты (за исключением HF) способны реагировать с такими сильными окислителями, как KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, CrO₃ и другими, с образованием галогенов:

Галогены образуют ряд оксидов, например, для хлора известны кислотные оксиды состава Cl₂O, ClO₂, ClO₃, Cl₂O₇. Все эти соединения получают косвенными методами. Они являются сильными окислителями и взрывоопасными веществами.

Наиболее устойчивым из оксидов хлора является Cl₂O₇. Оксиды хлора легко реагируют с водой, образуя кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую HClO, хлористую HClO₂, хлорноватую HClO₃ и хлорную HClO₄, например:

В промышленности бром получают при вытеснении хлором из бромидов, а в лабораторной практике — окислением бромидов:

Простое вещество бром является сильным окислителем, легко вступает в реакции со многими простыми веществами, образуя бромиды; вытесняет йод из йодидов.

Простое вещество йод, I₂, представляет собой чёрные с металлическим блеском кристаллы, которые возгоняются, т. е. переходят в пар, минуя жидкое состояние. Йод мало растворим в воде, но довольно хорошо растворяется в некоторых органических растворителях (спирт, бензол и т. д.).

Йод является довольно сильным окислителем, способным к окислению ряда металлов и некоторых неметаллов.

Химический элемент сера расположен в 3-м периоде VIA подгруппе. Его электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Простое вещество сера — неметалл жёлтого цвета. Существует в двух аллотропных модификациях: ромбическая и моноклинная и в аморфной форме (пластическая сера). Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Возможны реакции диспропорционирования. Её характерные химические свойства:

Сера образует летучее водородное соединение — сероводород. Его водный раствор представляет собой слабую двухосновную кислоту. Для сероводорода характерны также восстановительные свойства:

Сера образует два кислотных оксида: оксид серы (IV) SO₂ и оксид серы (VI) SO₃. Первому соответствует слабая, существующая только в растворе сернистая кислота H₂SO₃; второму — сильная двухосновная серная кислота H₂SO₄. Концентрированная серная кислота проявляет сильные окислительные свойства. Ниже приведены характерные для этих соединений реакции:

Серная кислота в больших количествах производится в промышленности. Все промышленные методы производства серной кислоты основаны на первоначальном получении оксида серы (IV), его окислении в оксид серы (VI) и взаимодействии последнего с водой.

Химический элемент азот — находится во 2-м периоде, V группе, главной подгруппе периодической системы Д.И. Менделеева. Его электронная формула 1s 2 2s 2 2p 3 . В своих соединениях азот проявляет степени окисления –3, –2, +1,+2, +3, +4, +5.

Простое вещество азот — газ без цвета и запаха, малорастворимый в воде. Типичный неметалл. В обычных условиях химически мало активен. При нагревании вступает в окислительно-восстановительные реакции.

Азот образует оксиды состава N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅. При этом N₂O, NO, являются несолеобразующими оксидами, для которых характерны окислительно-восстановительные реакции; N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅ — солеобразующие кислотные оксиды, для которых также характерны окислительно-восстановительные реакции, в том числе реакции диспропорционирования.

Химические свойства оксидов азота:

Азот образует летучее водородное соединение состава NH₃, аммиак. При обычных условиях это бесцветный газ с характерным резким запахом; температура кипения –33,7 °C, температура плавления –77,8 °C. Аммиак хорошо растворим в воде (700 объёмов NH₃ на 1 объём воды при 20 °C) и ряде органических растворителей (спирт, ацетон, хлороформ, бензол).

Химические свойства аммиака:

Азот образует азотистую кислоту HNO₂ (в свободном виде известна только в газовой фазе или растворах). Это слабая кислота, её соли называют нитритами.

Кроме того, азот образует очень сильную азотную кислоту HNO₃. Особенностью азотной кислоты является то, что при её окислительно-восстановительных реакциях с металлами не выделяется водород, а образуются различные оксиды азота или соли аммония, например:

В реакциях с неметаллами концентрированная азотная кислота ведёт себя как сильный окислитель:

Также азотная кислота способна окислять сульфиды, йодиды и т. д.:

Подчеркнём ещё раз. Запись уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием HNO₃ обычно условна. Как правило, в них указывают лишь продукт, образующийся в большем количестве. В некоторых из таких реакций в качестве продукта восстановления обнаружен водород (реакция разбавленной HNO₃ с Mg и Mn).

Соли азотной кислоты называют нитратами. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитраты термически нестабильны и при нагревании легко разлагаются.

Особые случаи разложения нитрата аммония:

Общие закономерности термического разложения нитратов:

Видео:Разбор реакции: получение фосфора. 31 задание | ХИМИЯ ЕГЭ | Лия Менделеева и Юля НеонСкачать

Фосфор

Химический элемент фосфор расположен в 3-м периоде, V группе, главной подгруппе периодической системы Д.И. Менделеева. Его электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Простое вещество фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций (аллотропия состава). Белый фосфор Р₄, при комнатной температуре мягкий, плавится, кипит без разложения. Красный фосфор P_n, состоит из полимерных молекул разной длины. При нагревании возгоняется. Чёрный фосфор состоит из непрерывных цепей P_n, имеет слоистую структуру, по внешнему виду похож на графит. Наиболее реакционноспособным является белый фосфор.

В промышленности фосфор получают прокаливанием фосфата кальция с углём и песком при 1500 °C:

В приведённые ниже реакции вступают любые модификации фосфора, если нет особых оговорок:

Фосфор образует летучее водородное соединение — фосфин, PH₃. Это газообразное соединение с крайне неприятным резким запахом. Его соли в отличие от солей аммиака существуют только при низких температурах. Фосфин легко вступает в окислительно-восстановительные реакции:

Фосфор образует два кислотных оксида: P₂O₃ и P₂O₅. Последнему соответствует фосфорная (ортофосфорная) кислота H₃PO₄. Это трёхосновная кислота средней силы, которая образует три ряда солей: средние (фосфаты) и кислые (гидро- и дигидрофосфаты). Ниже приведены уравнения химических реакций, характерные для данных соединений:

Видео:Уравнивание реакций горения углеводородовСкачать

Углерод

Химический элемент углерод расположен во 2-м периоде, главной подгруппе IV группы периодической системы Д.И. Менделеева, его электронная формула 1s 2 2s 2 2p 2 , наиболее характерные степени окисления –4, +2, +4.

Для углерода известны стабильные аллотропные модификации (графит, алмаз, аллотропия строения), в виде которых он встречается в природе, а также полученные лабораторным путём карбин и фуллерены.

Алмаз — кристаллическое вещество с атомной координационной кубической решёткой. Каждый атом углерода в алмазе находится в состоянии sp 3 -гибридизации и образует равноценные прочные связи с четырьмя соседними атомами углерода. Это обуславливает исключительную твёрдость алмаза и отсутствие в обычных условиях электропроводности.

В графите атомы углерода находятся в состоянии sp 2 -гибридизации. Атомы углерода объединены в бесконечные слои из шестичленных колец, стабилизированные ω-связью, делокализованные в пределах всего слоя. Этим объясняется металлический блеск и электрическая проводимость графита. Углеродные слои объединены в кристаллическую решётку в основном за счёт межмолекулярных сил. Прочность химических связей в плоскости макромолекулы значительно больше, чем между слоями, поэтому графит довольно мягок, легко расслаивается и химически несколько активнее алмаза.

В состав древесного угля, сажи и кокса входят очень мелкие кристаллы графита с очень большой поверхностью, которые называют аморфным углеродом.

В карбине атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации. Его кристаллическая решётка построена из прямолинейных цепочек двух видов:

Карбин представляет собой порошок чёрного цвета с плотностью 1,9—2,0 г/см 3 , является полупроводником.

Аллотропные модификации углерода могут переходить друг в друга при определённых условиях. Так, при нагревании без доступа воздуха при температуре 1750 °С алмаз переходит в графит.

В нормальных условиях углерод весьма инертен, однако при высоких температурах он вступает в реакции с различными веществами, причём самой реакционноспособной формой является аморфный углерод, менее активен графит, а самый инертный — алмаз.

Реакции, характерные для углерода:

Углерод устойчив к действию кислот и щелочей. Только горячие концентрированные азотная и серная кислоты могут окислить его до оксида углерода (IV):

Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов. При этом в зависимости от природы металла образуются либо чистые металлы (оксиды железа, кадмия, меди, свинца), либо соответствующие карбиды (оксиды кальция, ванадия, тантала), например:

Углерод образует два оксида: CO и CO₂.

Оксид углерода (II) CO (угарный газ) представляет собой бесцветный газ без запаха, плохо растворимый в воде. Это соединение является сильным восстановителем. Он горит на воздухе с выделением большого количества теплоты, благодаря чему CO является хорошим газообразным топливом.

Оксид углерода (II) восстанавливает многие металлы из их оксидов:

Оксид углерода (II) является несолеобразующим оксидом, с водой и щелочами он не реагирует.

Оксид углерода (IV) CO₂ (углекислый газ) представляет собой бесцветный, без запаха, негорючий газ, малорастворимый в воде. В технике его обычно получают термическим разложением CaCO₃, а в лабораторной практике — действием на CaCO₃ соляной кислоты:

Оксид углерода (IV) является кислотным оксидом. Его характерные химические свойства:

Оксиду углерода (IV) соответствует очень слабая двухосновная угольная кислота H₂CO₃, которая не существует в чистом виде. Она образует два ряда солей: средние — карбонаты, например карбонат кальция CaCO₃, и кислые — гидрокарбонаты, например Ca(HCO₃)₂ — гидрокарбонат кальция.

Карбонаты переходят в гидрокарбонаты под действием избытка углекислого газа в водной среде:

Гидрокарбонат кальция превращается в карбонат под действием гидроксида кальция:

Гидрокарбонаты и карбонаты разлагаются при нагревании:

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Кремний

Химический элемент кремний находится в 3-м периоде IVА группе периодической системы Д.И. Менделеева. Его электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 , наиболее характерные степени окисления –4, +4.

Кремний получают восстановлением его оксида магнием или углеродом в электрических печах, а кремний высокой чистоты — восстановлением SiCl₄ цинком или водородом, например:

Кремний может существовать в кристаллической или аморфной форме. В обычных условиях кремний довольно устойчив, причём аморфный кремний более реакционноспособен, чем кристаллический. Для кремния наиболее устойчива степень окисления +4.

Реакции, характерные для кремния:

Кремний не реагирует с кислотами (за исключением HF), пассивируется кислотами-окислителями, но хорошо растворяется в смеси плавиковой и азотной кислот, что можно описать уравнением:

Оксид кремния (IV), SiO₂ (кремнезём), в природе встречается в основном в виде минерала кварца. В химическом отношении довольно устойчив, проявляет свойства кислотного оксида.

Свойства оксида кремния (IV):

Кремний образует кислоты переменного содержания SiO₂ и H₂O. Соединение состава H₂SiO₃ в чистом виде не выделено, но для упрощения допускается его запись в уравнениях реакций:

Видео:Химия 9 класс: Оксид кремнияСкачать

Тренировочные задания

1. Водород при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) кислородом и железом
2) серой и хромом
3) оксидом углерода (II) и соляной кислотой
4) азотом и натрием

2. Верны ли следующие утверждения о водороде?

А. Перекись водорода можно получить сжиганием водорода в избытке кислорода.
Б. Реакция между водородом и серой идёт без катализатора.