Proprietà caratteristiche di una sostanza semplice. Le sostanze sono semplici e complesse. Elementi chimici. con non metalli dei gruppi IV-VI

Le particelle elementari della materia fisica sul nostro pianeta sono gli atomi. Possono esistere in forma libera solo a temperature molto elevate. In condizioni normali, le particelle elementari tendono ad unirsi tra loro mediante legami chimici: ionici, metallici, covalenti polari o non polari. In questo modo si formano sostanze, esempi delle quali considereremo nel nostro articolo.

Sostanze semplici

I processi di interazione tra atomi di uno stesso elemento chimico danno luogo alla formazione di sostanze chimiche dette semplici. Pertanto, il carbone è formato solo da atomi di carbonio, l'idrogeno gassoso è formato da atomi di idrogeno e il mercurio liquido è costituito da particelle di mercurio. Non è necessario che il concetto di sostanza semplice sia identificato con il concetto di elemento chimico. L'anidride carbonica, ad esempio, non è composta dalle semplici sostanze carbonio e ossigeno, ma dagli elementi carbonio e ossigeno. Convenzionalmente i composti costituiti da atomi dello stesso elemento possono essere suddivisi in metalli e non metalli. Diamo un'occhiata ad alcuni esempi delle proprietà chimiche di sostanze così semplici.

Metalli

In base alla posizione dell'elemento metallico nella tavola periodica, si possono distinguere i seguenti gruppi: metalli attivi, elementi dei sottogruppi principali del terzo - ottavo gruppo, metalli dei sottogruppi secondari del quarto - settimo gruppo, nonché lantanidi e attinidi. Metalli: le sostanze semplici, di cui forniremo esempi di seguito, hanno le seguenti proprietà generali: conduttività termica ed elettrica, lucentezza metallica, duttilità e malleabilità. Tali caratteristiche sono inerenti al ferro, all'alluminio, al rame e altri. All'aumentare del numero di serie nei periodi, aumentano le temperature di ebollizione e di fusione, nonché la durezza degli elementi metallici. Ciò è spiegato dalla compressione dei loro atomi, cioè dalla diminuzione del raggio, nonché dall'accumulo di elettroni. Tutti i parametri dei metalli sono determinati dalla struttura interna del reticolo cristallino di questi composti. Di seguito considereremo le reazioni chimiche e forniremo anche esempi delle proprietà delle sostanze legate ai metalli.

Caratteristiche delle reazioni chimiche

Tutti i metalli con stato di ossidazione pari a 0 mostrano solo proprietà riducenti. Gli elementi alcalini e alcalino terrosi reagiscono con l'acqua per formare basi chimicamente aggressive - alcali:

• 2Na+2H20=2NaOH+H2

Una reazione tipica dei metalli è l'ossidazione. Come risultato della combinazione con atomi di ossigeno, si formano sostanze della classe degli ossidi:

• Zn+O2=ZnO

Questi sono composti binari legati a sostanze complesse. Esempi di ossidi basici sono gli ossidi di sodio Na 2 O, rame CuO e calcio CaO. Sono in grado di interagire con gli acidi, di conseguenza sale e acqua si trovano nei prodotti:

• MgO+2HCl=MgCl2+H2O

Le sostanze delle classi acidi, basi e sali appartengono a composti complessi e presentano diverse proprietà chimiche. Ad esempio, tra idrossidi e acidi avviene una reazione di neutralizzazione che porta alla comparsa di sale e acqua. La composizione dei sali dipenderà dalla concentrazione dei reagenti: ad esempio, quando c'è un eccesso di acido nella miscela reagente, si ottengono sali acidi, ad esempio NaHCO 3 - bicarbonato di sodio, e un'alta concentrazione di alcali provoca la formazione di sali basici, come Al(OH) 2 Cl - diidrossicloruro di alluminio.

Non metalli

Gli elementi non metallici più importanti si trovano nei sottogruppi dell'azoto e del carbonio e appartengono anche ai gruppi alogeno e calcogeno della tavola periodica. Diamo esempi di sostanze legate ai non metalli: zolfo, ossigeno, azoto, cloro. Tutte le loro proprietà fisiche sono opposte alle proprietà dei metalli. Non conducono elettricità, trasmettono male i raggi termici e hanno una bassa durezza. Quando interagiscono con l'ossigeno, i non metalli formano composti complessi: ossidi acidi. Questi ultimi, reagendo con gli acidi, danno acidi:

• H2O+CO2 → H2CO3

Una reazione tipica caratteristica degli ossidi acidi è l'interazione con gli alcali, che porta alla comparsa di sale e acqua.

L'attività chimica dei non metalli aumenta durante il periodo, ciò è dovuto ad un aumento della capacità dei loro atomi di attrarre elettroni da altri elementi chimici. Nei gruppi osserviamo il fenomeno opposto: le proprietà non metalliche si indeboliscono a causa dell'inflazione del volume dell'atomo dovuta all'aggiunta di nuovi livelli energetici.

Quindi, abbiamo esaminato i tipi di sostanze chimiche, esempi che illustrano le loro proprietà e la loro posizione nella tavola periodica.

Proprietà chimiche delle principali classi di composti inorganici

Ossidi acidi

1. Ossido acido + acqua = acido (eccezione - SiO 2)
   SO3 + H2O = H2SO4
   Cl2O7 + H2O = 2HClO4
2. Ossido acido + alcali = sale + acqua
   SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
   P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O
3. Ossido acido + ossido basico = sale
   CO2+BaO = BaCO3
   SiO2 + K2O = K2SiO3

   Ossidi basici

   1. Ossido basico + acqua = alcali (gli ossidi di metalli alcalini e alcalino terrosi reagiscono)
      CaO + H2O = Ca(OH)2
      Na2O + H2O = 2NaOH
   2. Ossido basico + acido = sale + acqua
      CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
      3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O
   3. Ossido basico + ossido acido = sale
      MgO + CO2 = MgCO3
      Na2O + N2O5 = 2NaNO3

      Ossidi anfoteri

      1. Ossido anfotero + acido = sale + acqua
         Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
         ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
      2. Ossido anfotero + alcali = sale (+ acqua)
         ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Più corretto: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2)
         Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Più corretto: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na)
      3. Ossido anfotero + ossido acido = sale
         ZnO + CO2 = ZnCO3
      4. Ossido anfotero + ossido basico = sale (se fuso)
         ZnO + Na2O = Na2ZnO2
         Al2O3 + K2O = 2KAlO2
         Cr2O3 + CaO = Ca(CrO2)2

         Acidi

         1. Acido + ossido basico = sale + acqua
            2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O
            3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2 (SO4)3 + 3H2O
         2. Acido + ossido anfotero = sale + acqua
            3H2SO4 + Cr2O3 = Cr2 (SO4) 3 + 3H2O
            2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O
         3. Acido + base = sale + acqua
            H2SiO3 + 2KOH = K2SiO3 + 2H2O
            2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H2O
         4. Acido + idrossido anfotero = sale + acqua
            3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H2O
            2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O
         5. Acido forte + sale dell'acido debole = acido debole + sale dell'acido forte
            2HBr + CaCO3 = CaBr2 + H2O + CO2
            H2S + K2SiO3 = K2S + H2SiO3
         6. Acido + metallo (situato nella serie di tensioni a sinistra dell'idrogeno) = sale + idrogeno
            2HCl + Zn = ZnCl2 + H2
            H 2 SO 4 (diluito) + Fe = FeSO 4 + H 2
            Importante: gli acidi ossidanti (HNO 3, conc. H 2 SO 4) reagiscono diversamente con i metalli.

         Idrossidi anfoteri

         1. Idrossido anfotero + acido = sale + acqua
            2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 6H2O
            Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O
         2. Idrossido anfotero + alcali = sale + acqua (quando fuso)
            Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O
            Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
         3. Idrossido anfotero + alcali = sale (in soluzione acquosa)
            Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2
            Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2
            Be(OH)2 + 2NaOH = Na2
            Al(OH)3 + NaOH = Na
            Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3

            Alcali

            1. Alcali + ossido acido = sale + acqua
               Ba(OH)2 + N2O5 = Ba(NO3)2 + H2O
               2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
            2. Alcali + acido = sale + acqua
               3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
               Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
            3. Alcali + ossido anfotero = sale + acqua
               2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Più corretto: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2)
            4. Alcali + idrossido anfotero = sale (in soluzione acquosa)
               2NaOH + Zn(OH)2 = Na2
               NaOH + Al(OH)3 = Na
            5. Alcali + sale solubile = base insolubile + sale
               Ca(OH)2 + Cu(NO3)2 = Cu(OH)2 + Ca(NO3)2
               3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl
            6. Alcali + metallo (Al, Zn) + acqua = sale + idrogeno
               2NaOH + Zn + 2H2O = Na2 + H2
               2KOH + 2Al + 6H2O = 2K + 3H2

               Sali

               1. Sale di un acido debole + acido forte = sale di un acido forte + acido debole
                  Na2SiO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2SiO3
                  BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + H2O + CO2 (H2CO3)
               2. Sale solubile + sale solubile = sale insolubile + sale
                  Pb(NO3)2 + K2S = PbS + 2KNO3
                  CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl
               3. Sale solubile + alcali = sale + base insolubile
                  Cu(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Cu(OH)2
                  2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3
               4. Sale metallico solubile (*) + metallo (**) = sale metallico (**) + metallo (*)
                  Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
                  Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
                  Importante: 1) il metallo (**) deve trovarsi nella serie di tensione a sinistra del metallo (*), 2) il metallo (**) NON deve reagire con l'acqua.

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Proprietà generali dei metalli.

La presenza di elettroni di valenza debolmente legati al nucleo determina le proprietà chimiche generali dei metalli. Nelle reazioni chimiche agiscono sempre come agenti riducenti; le sostanze metalliche semplici non presentano mai proprietà ossidanti.

Ottenere metalli:
- riduzione da ossidi con carbonio (C), monossido di carbonio (CO), idrogeno (H2) o un metallo più attivo (Al, Ca, Mg);
- riduzione da soluzioni saline con un metallo più attivo;
- elettrolisi di soluzioni o fusioni di composti metallici - riduzione dei metalli più attivi (metalli alcalini, alcalino terrosi e alluminio) mediante corrente elettrica.

In natura i metalli si trovano principalmente sotto forma di composti; solo i metalli poco attivi si trovano sotto forma di sostanze semplici (metalli nativi).

Proprietà chimiche dei metalli.
1. Interazione con sostanze semplici, non metalli:
La maggior parte dei metalli può essere ossidata da non metalli come alogeni, ossigeno, zolfo e azoto. Ma la maggior parte di queste reazioni richiedono il preriscaldamento per iniziare. Successivamente la reazione può procedere con il rilascio di una grande quantità di calore, che porta all'accensione del metallo.
A temperatura ambiente, le reazioni sono possibili solo tra i metalli più attivi (alcali e alcalino terrosi) e i non metalli più attivi (alogeni, ossigeno). I metalli alcalini (Na, K) reagiscono con l'ossigeno per formare perossidi e superossidi (Na2O2, KO2).

a) interazione dei metalli con l'acqua.
A temperatura ambiente, i metalli alcalini e alcalino terrosi interagiscono con l'acqua. Come risultato della reazione di sostituzione si formano alcali (base solubile) e idrogeno: Metallo + H2O = Me(OH) + H2
Quando riscaldati, altri metalli che si trovano a sinistra dell'idrogeno nella serie di attività interagiscono con l'acqua. Il magnesio reagisce con l'acqua bollente, l'alluminio - dopo uno speciale trattamento superficiale, che porta alla formazione di basi insolubili - idrossido di magnesio o idrossido di alluminio - e viene rilasciato idrogeno. I metalli nella serie di attività dallo zinco (incluso) al piombo (incluso) interagiscono con il vapore acqueo (cioè sopra i 100 C) e si formano ossidi dei metalli corrispondenti e idrogeno.
I metalli situati nelle serie di attività a destra dell'idrogeno non interagiscono con l'acqua.
b) interazione con ossidi:
i metalli attivi reagiscono mediante reazione di sostituzione con ossidi di altri metalli o non metalli, riducendoli a sostanze semplici.
c) interazione con acidi:
I metalli situati nella serie di attività a sinistra dell'idrogeno reagiscono con gli acidi per rilasciare idrogeno e formare il sale corrispondente. I metalli situati nelle serie di attività a destra dell'idrogeno non interagiscono con le soluzioni acide.
Un posto speciale è occupato dalle reazioni dei metalli con acidi nitrico e solforico concentrato. Tutti i metalli tranne quelli nobili (oro, platino) possono essere ossidati da questi acidi ossidanti. Queste reazioni produrranno sempre rispettivamente i sali corrispondenti, l'acqua e il prodotto di riduzione di azoto o zolfo.
d) con alcali
I metalli che formano composti anfoteri (alluminio, berillio, zinco) sono in grado di reagire con fusi (in questo caso si formano sali medi alluminati, berillati o zincati) o soluzioni alcaline (in questo caso si formano i corrispondenti sali complessi). Tutte le reazioni produrranno idrogeno.
e) A seconda della posizione del metallo nella serie di attività, sono possibili reazioni di riduzione (spostamento) di un metallo meno attivo da una soluzione del suo sale da parte di un altro metallo più attivo. Come risultato della reazione, si formano un sale di un metallo più attivo e una sostanza semplice, un metallo meno attivo.

Proprietà generali dei non metalli.

Ci sono molti meno metalli che metalli (22 elementi). Tuttavia, la chimica dei non metalli è molto più complessa a causa della maggiore occupazione del livello energetico esterno dei loro atomi.
Le proprietà fisiche dei non metalli sono più diverse: tra queste ci sono sostanze gassose (fluoro, cloro, ossigeno, azoto, idrogeno), liquide (bromo) e solide che differiscono notevolmente tra loro nel punto di fusione. La maggior parte dei non metalli non conducono elettricità, ma il silicio, la grafite e il germanio hanno proprietà semiconduttrici.
I non metalli gassosi, liquidi e alcuni solidi (iodio) hanno una struttura molecolare di un reticolo cristallino, altri non metalli hanno un reticolo cristallino atomico.
Fluoro, cloro, bromo, iodio, ossigeno, azoto e idrogeno in condizioni normali esistono sotto forma di molecole biatomiche.
Molti elementi non metallici formano diverse modifiche allotropiche di sostanze semplici. Quindi l'ossigeno ha due modifiche allotropiche - ossigeno O2 e ozono O3, lo zolfo ha tre modifiche allotropiche - zolfo ortorombico, plastico e monoclino, il fosforo ha tre modifiche allotropiche - fosforo rosso, bianco e nero, carbonio - sei modifiche allotropiche - fuliggine, grafite, diamante , carbina, fullerene, grafene.

A differenza dei metalli, che presentano solo proprietà riducenti, i non metalli, nelle reazioni con sostanze semplici e complesse, possono agire sia come agente riducente che come agente ossidante. Secondo la loro attività, i non metalli occupano un certo posto nella serie dell'elettronegatività. Il fluoro è considerato il non metallo più attivo. Presenta solo proprietà ossidanti. Al secondo posto in attività c'è l'ossigeno, al terzo l'azoto, poi gli alogeni e altri non metalli. L'idrogeno ha l'elettronegatività più bassa tra i non metalli.

Proprietà chimiche dei non metalli.

1. Interazione con sostanze semplici:
I non metalli interagiscono con i metalli. In tali reazioni, i metalli agiscono come agenti riducenti e i non metalli agiscono come agenti ossidanti. Come risultato della reazione composta, si formano composti binari: ossidi, perossidi, nitruri, idruri, sali di acidi privi di ossigeno.
Nelle reazioni dei non metalli tra loro, il non metallo più elettronegativo mostra le proprietà di un agente ossidante e quello meno elettronegativo mostra le proprietà di un agente riducente. La reazione composta produce composti binari. Va ricordato che i non metalli possono presentare diversi stati di ossidazione nei loro composti.
2. Interazione con sostanze complesse:
a) con acqua:
In condizioni normali, solo gli alogeni interagiscono con l'acqua.
b) con ossidi di metalli e non metalli:
Molti non metalli possono reagire ad alte temperature con ossidi di altri non metalli, riducendoli a sostanze semplici. I non metalli che si trovano a sinistra dello zolfo nella serie dell'elettronegatività possono anche interagire con gli ossidi metallici, riducendo i metalli a sostanze semplici.
c) con acidi:
Alcuni non metalli possono essere ossidati con acidi solforico o nitrico concentrati.
d) con alcali:
Sotto l'influenza degli alcali, alcuni non metalli possono subire dismutazione, essendo sia un agente ossidante che un agente riducente.
Ad esempio, nella reazione degli alogeni con soluzioni alcaline senza riscaldamento: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O o con riscaldamento: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) con sali:
Quando interagiscono, sono forti agenti ossidanti e mostrano proprietà riducenti.
Gli alogeni (eccetto il fluoro) entrano in reazioni di sostituzione con soluzioni di sali di acidi idroalici: un alogeno più attivo sostituisce un alogeno meno attivo dalla soluzione salina.

1. Essendo agenti ossidanti attivi, gli alogeni reagiscono con i metalli. Le reazioni dei metalli con il fluoro sono particolarmente violente. I metalli alcalini reagiscono in modo esplosivo con esso. Se riscaldati, gli alogeni reagiscono anche con l'oro e il platino. In un'atmosfera contenente fluoro e cloro, numerosi metalli bruciano senza preriscaldarsi. Ricordiamo alcune caratteristiche di queste interazioni. Ferro e cromo, quando reagiscono con fluoro, cloro e bromo, vengono ossidati a catione trivalente. La reazione con lo iodio richiede già un riscaldamento significativo e porta alla formazione di FeJ 2 e CrJ 2. Alcuni metalli sono passivati ​​in ambienti alogeni a causa della formazione di una pellicola protettiva di sale. In particolare, il rame interagisce con il fluoro solo ad alte temperature a causa della formazione di una pellicola di CuF 2. Il nichel si comporta in modo simile. Il fluoro gassoso viene immagazzinato e trasportato in recipienti realizzati in metallo monel (una lega di nichel con ferro e manganese). La reazione del cloro con alcuni metalli è inibita ed è fortemente accelerata da tracce d'acqua, che agisce in questi casi da catalizzatore. Il cloro ben essiccato, ad esempio, non reagisce con il ferro, quindi il cloro liquefatto viene immagazzinato in bombole di acciaio. Lo stato liquido del bromo è la ragione per cui reagisce con alcuni metalli più attivamente del cloro, poiché la concentrazione del reagente nella fase liquida è superiore alla concentrazione nel gas. Ad esempio, l'alluminio compatto e il ferro reagiscono con il bromo a temperatura ambiente e con il cloro quando riscaldati.

2. Il fluoro reagisce in modo esplosivo con l'idrogeno a temperatura ambiente, la reazione procede ad una velocità notevole anche a –252 0 C. Il cloro reagisce solo sotto l'irradiazione ultravioletta o solare, poiché la reazione è di natura radicale libera. La reazione con il bromo è meno attiva e richiede riscaldamento, e quindi diventa notevolmente reversibile a causa dell'insufficiente stabilità termica del legame H-Br. L'energia del legame H-J è ancora inferiore, anche la capacità ossidante dello iodio è notevolmente inferiore a quella di altri alogeni, quindi l'equilibrio della reazione H 2 + J 2 = 2HJ a temperature alle quali la velocità di reazione non è molto bassa viene significativamente spostato verso le sostanze di partenza.

3. Lo zolfo e il fosforo bruciano quando interagiscono con fluoro, cloro e bromo. In questo caso con il fluoro si formano composti in cui questi elementi presentano il loro massimo stato di ossidazione: SF 6 e PF 5. I prodotti di altre reazioni dipendono dalle condizioni sperimentali: PCl 3, PCl 5, PBr 3, PBr 5, S 2 Cl 2, S 2 Br 2, SCl 2.

4. Gli alogeni reagiscono anche con altri non metalli con attività variabile. Le eccezioni sono l'ossigeno e l'azoto, con i quali gli alogeni non reagiscono direttamente. Ossidi di alogeni di varia struttura, a seconda delle condizioni, possono essere ottenuti dalla loro reazione con l'ozono.

5. L'attività del fluoro è così grande che è in grado di interagire anche con i gas nobili (eccetto He, Ne, Ar).

6. Interagendo tra loro, gli alogeni formano composti binari di varie composizioni, in cui l'alogeno più elettronegativo presenta uno stato di ossidazione negativo e quello meno negativo presenta uno stato di ossidazione positivo. Ad esempio, ClF 5, BrCl 3, JF 7, JCl.

Reazioni con sostanze complesse

1. L'acqua si accende spontaneamente in un'atmosfera di fluoro e la reazione continua fino al completo consumo del fluoro. A seconda della temperatura e di altre condizioni, si verificano numerose reazioni: 3F 2 + 3H 2 O = F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O = F 2 O + 2HF; con vapore acqueo con esplosione: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; con ghiaccio: F 2 + H 2 O = HOF + HF. Il cloro, avendo una dissoluzione limitata in acqua (2 volumi di cloro (gas!) per 1 volume di acqua), reagisce in modo reversibile con esso: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Il bromo si comporta in modo simile, ma l'equilibrio Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO è spostato più a sinistra. Un equilibrio simile per lo iodio è spostato verso i reagenti tanto che possiamo dire che la reazione non procede. In accordo con quanto sopra, esistono acqua clorata e bromo, ma non esistono acqua iodio e fluorurata. Allo stesso tempo, in una soluzione acquosa di iodio a basse concentrazioni, è stato trovato l'anione ioduro, il cui aspetto è spiegato dalla formazione di iodio idrato nella soluzione, capace di dissociarsi in J +. H2O e J- . Anche l'equilibrio di dissociazione dello iodio idrato è fortemente spostato verso la forma indissociata.

2. Considera le reazioni degli alogeni con gli acidi. Sono possibili reazioni redox in cui vengono scambiati elettroni tra un alogeno e un elemento che fa parte dell'acido. In questo caso, il cloro e il bromo agiscono spesso come agenti ossidanti e lo iodio come agente riducente. Ecco le reazioni più tipiche: J 2 + 10HNO 3 (conc) = 2HJO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3J 2 + 10HNO 3 = 6HNO 3 + 10NO + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2 H 2 SO 3 (SO 2 + H 2 O) + Br 2 + H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4 HCOOH + Cl 2 (Br 2) = CO 2 + 2HCl (HBr). Le reazioni con il fluoro portano alla distruzione.

3. Quando interagiscono con gli alcali, gli alogeni sono sproporzionati, cioè aumentano e diminuiscono contemporaneamente il loro stato di ossidazione. Il cloro reagisce al freddo: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO e quando riscaldato - 3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, perché L'anione ipoclorito, quando riscaldato in soluzione, si sproporziona in clorato e cloruro. Gli ipobromiti e gli ipoioditi sono ancora meno stabili, quindi il bromo e lo iodio a temperatura ambiente danno già bromati e iodati. Ad esempio: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3. L'interazione del cloro a freddo con l'idrossido di calcio porta alla formazione di un sale misto di cloruro di calcio-ipoclorito - candeggina: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 +H2O.

4. A differenza della maggior parte delle sostanze, il fluoro reagisce a temperatura ambiente con il biossido di silicio. La reazione è catalizzata da tracce di acqua. Poiché SiO 2 è il componente principale del vetro, il fluoro dissolve il vetro secondo la reazione: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2.

5. Quando si interagisce con sali, ossidi e altri composti binari, sono possibili reazioni redox, tra cui degne di nota sono le reazioni di spostamento di uno meno attivo dalla composizione salina da parte di un alogeno più attivo (più elettronegativo), ad esempio: 2KJ + Cl2 = 2KCl + J2. Un segno esterno di questa reazione è la comparsa di un colore giallo (marrone a concentrazione significativa) di iodio molecolare. Quando il cloro viene fatto passare a lungo attraverso una soluzione di ioduro di potassio, il colore scompare, poiché lo iodio viene ulteriormente ossidato a HJO 3, la cui soluzione è incolore: J 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 10HCl + 2HJO 3 .

Composti alogenati

1. Alogenuri di idrogeno – sostanze che sono gassose in condizioni normali. Il punto di ebollizione dell'acido fluoridrico è +19 0 C (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). È anormalmente grande a causa della formazione di legami idrogeno molto forti nel fluoruro di idrogeno liquido. A causa dei forti legami idrogeno, l'acido fluoridrico liquido non ha ioni liberi e non conduce elettricità, essendo un non elettrolita. Tutte le molecole di alogenuro di idrogeno contengono legami singoli altamente polari. Quando ci si sposta attraverso il gruppo dall'alto verso il basso, la polarità del legame diminuisce, poiché l'estremità negativa del dipolo del legame idrogeno-alogeno è l'alogeno, e dal fluoro allo iodio l'elettronegatività diminuisce in modo significativo. Ma la forza del legame è largamente influenzata dall’aumento della lunghezza del legame, quindi il legame più forte della serie in esame è nella molecola HF, e il più debole nella molecola HJ. Tutti gli alogenuri di idrogeno sono altamente solubili in acqua. In questo caso si verificano ionizzazione e dissociazione. Dopo la dissociazione si ottiene un catione idronio, pertanto le soluzioni acquose di alogenuri di idrogeno hanno le proprietà degli acidi. Cloridrico (cloridrico), bromidrico e iodidrico sono acidi forti. Il più forte di questi è l'idrogeno ioduro, non solo a causa del legame più debole nella molecola, ma anche per la maggiore stabilità dello ione ioduro, la cui concentrazione di carica è ridotta a causa delle sue grandi dimensioni. L'acido fluoridrico è debole a causa della presenza di legami idrogeno non solo tra le molecole di acido fluoridrico, ma anche tra il fluoruro di idrogeno e le molecole d'acqua. Questi legami sono così forti che in soluzioni concentrate è possibile la formazione di fluoruri acidi, sebbene l'acido fluoridrico sia monobasico: KOH + 2HF = KHF 2. L'anione difluoruro acido ha un forte legame idrogeno: . Anche l'acido fluoridrico reagisce con il vetro; la reazione generale è la seguente: SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O. Gli acidi idroalici presentano tutte le proprietà degli acidi non ossidanti. Ma perché Molti metalli tendono a formare anioni complessi acidi; talvolta reagiscono con i metalli nella serie di tensione dopo l'idrogeno. Ad esempio, 2Cu + 4HI = 2H + H2. Il fluoruro di idrogeno e l'acido cloridrico non vengono ossidati dall'acido solforico concentrato, quindi possono essere ottenuti da alogenuri secchi, ad esempio ZnCl 2 (s) + H 2 SO 4 (conc) = ZnSO 4 + 2HCl. L'acido bromidrico e l'acido iodidrico vengono ossidati in queste condizioni: 2HBr + H 2 SO 4 (conc) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O; 8HI + H 2 SO 4 (conc) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. Per sostituirli dalla composizione dei sali, viene utilizzato acido fosforico assoluto, che praticamente non presenta proprietà ossidanti. L'acido nitrico concentrato ossida l'acido cloridrico in cloro, che è un agente ossidante molto forte quando viene rilasciato. Una miscela di acidi nitrico e cloridrico concentrati è chiamata “acqua regia” ed è in grado di sciogliere oro e platino: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. Anche il cloruro di idrogeno e l'acido cloridrico concentrato vengono ossidati da altri acidi forti agenti ossidanti (MnO 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7). Queste reazioni vengono utilizzate come metodi di laboratorio per la produzione di cloro molecolare. Gli alogenuri di idrogeno possono anche essere prodotti mediante idrolisi della maggior parte degli alogenuri non metallici. Quando si prepara HI, una miscela di iodio e fosforo rosso viene direttamente esposta all'acqua: 2P + 3I 2 + 6H 2 O = 2H 3 PO 3 + 6HI. Va ricordato che la sintesi diretta da sostanze semplici è possibile solo per HF e HCl.

2. Sali degli acidi idroalici. La maggior parte dei sali sono solubili. I sali di piombo bivalenti sono leggermente solubili mentre i sali d'argento sono insolubili. L'interazione del catione d'argento e degli ioni alogenuro è una reazione qualitativa: AgF - solubile, AgCl - precipitato cagliato bianco, AgBr - precipitato giallo pallido, AgI - precipitato giallo brillante. Alcuni alogenuri metallici, come gli alogenuri (eccetto il fluoruro) dell'alluminio e del mercurio, sono composti covalenti. Il cloruro di alluminio è capace di sublimazione; gli alogenuri di mercurio solubili si dissociano in acqua gradualmente. Il cloruro di stagno (IV) è liquido.

3. Una reazione qualitativa allo iodio molecolare è la comparsa di un colore blu con una soluzione di amido.

4. Composti dell'ossigeno degli alogeni. Il fluoro forma due composti con l'ossigeno: F 2 O – fluoruro di ossigeno – un gas giallo chiaro con punto di ebollizione = -144,8°C; si ottiene facendo passare rapidamente il fluoro attraverso una soluzione al 2% di idrossido di sodio. Il difluoruro di diossigeno - F 2 O 2 - è un gas marrone chiaro, a -57 ° C si trasforma in un liquido rosso ciliegia e a -163 ° C si trasforma in un solido arancione. F 2 O 2 si ottiene dall'interazione di sostanze semplici durante il raffreddamento e dall'azione di una scarica elettrica a incandescenza. Al di sopra del punto di ebollizione è già instabile e agisce come un forte agente ossidante e fluorurante. Gli ossidi di altri alogeni sono composti endotermici e sono instabili. A temperatura ambiente, alcuni di essi, ad esempio Cl 2 O 7, esistono solo a causa dell'inibizione cinetica del processo di decomposizione. L'ossido di cloro (VII) è un liquido incolore con un punto di ebollizione di 83°C, che si decompone in modo esplosivo se riscaldato a 120°C. L'unico composto esotermico di alogeno e ossigeno è J 2 O 5. È una sostanza cristallina bianca che si decompone in sostanze semplici senza esplosione a temperature superiori a 300°C. Viene utilizzato per rilevare e quantificare il monossido di carbonio (II) nell'aria: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2.

5. Acidi degli alogeni contenenti ossigeno. Sono noti acidi della formula generale NEO x, nei quali gli alogeni presentano strani stati di ossidazione positivi. Per il cloro è HClO – ipocloroso acido, debole, instabile. Si decompone secondo l'equazione: HClO = HCl + O e l'ossigeno presenta proprietà ossidanti molto forti al momento del rilascio. Si ottiene dalla reazione: 2Cl 2 + 2HgO + H 2 O = HgO. HgCl 2 ↓ + 2HClO, vengono chiamati i sali ipocloriti. HClO2 – cloruro anche l'acido è debole e instabile. Sali – cloriti. HClO3 – ipocloroso acido. Questo è già un acido forte, ma è stabile solo in soluzioni acquose diluite. La capacità ossidante è leggermente inferiore all'acido cloroso. Sali – clorati. Cloro acido – HClO 4 – uno degli acidi inorganici più potenti. Le sue soluzioni acquose sono stabili e sicure durante lo stoccaggio; solitamente viene utilizzata una soluzione al 72%, che non presenta quasi nessuna proprietà ossidante. L'acido perclorico esiste nella sua forma libera come liquido incolore e altamente fumante che può esplodere se immagazzinato o riscaldato. Si chiamano sali perclorati. Pertanto, all'aumentare del numero di atomi di ossigeno, aumenta la forza degli acidi cloro contenenti ossigeno e diminuisce la loro capacità ossidante. I corrispondenti acidi bromo e iodio hanno proprietà simili, ma sono molto meno stabili. Soprattutto negli stati di ossidazione degli alogeni +1 e +3. Soluzioni bromurato gli acidi sono stabili per breve tempo solo a 0°C. Bromonico l'acido somiglia in tutto all'acido perclorico . Iodio acido – cristalli trasparenti incolori con temperatura di fusione =110°C. Si ottiene dall'ossidazione dello iodio con acido nitrico concentrato, acqua ossigenata, ozono, cloro in acqua: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 + 4H 2 O Bromo l'acido, a differenza dell'acido perclorico, è un forte agente ossidante e non è isolato allo stato libero, che è associato al fenomeno della periodicità secondaria, per cui è sfavorevole che il bromo presenti il ​​massimo stato di ossidazione positivo. Ce ne sono diversi iodio acidi: HJO 4, H 5 JO 6 (ortoiodico), H 3 JO 5 (metodico). Il più stabile è H5JO6. Si tratta di una sostanza cristallina incolore con t pl = 122°C, è un acido di media forza ed è soggetto alla formazione di sali acidi, poiché i principali equilibri nella sua soluzione sono i seguenti: H 5 JO 6 = H + + H 4 JO 6 - K = 10 -3 H 4 JO 6 - = JO 4 - + 2H 2 O K=29 H 4 JO 6 - = H + + H 3 JO 6 - K=2. 10-7. Riassumiamo. Gli acidi forti sono HClO 4, HClO 3, HBrO 4, HBrO 3, HJO 3. HClO, HClO2, HBrO, HBrO4, H5JO6 hanno forti proprietà ossidanti.

6. Sali di acidi contenenti ossigeno più stabile degli acidi. È interessante notare che per i metalli del sottogruppo del potassio, i perclorati e i periodati sono insolubili, e per il rubidio ci sono anche clorati, bromati e perbromati, sebbene solitamente tutti i sali dei metalli alcalini siano solubili. La maggior parte dei sali si decompongono quando riscaldati: KClO 4 = KCl + 2O 2. Il clorato di potassio, chiamato anche "sale di Berthollet", quando riscaldato si comporta in modo sproporzionato: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Anche l'ipoclorito si comporta: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Se il sale contiene impurità, soprattutto ossidi metallici, la decomposizione può seguire parzialmente un percorso diverso : 2KClO3 = 2KCl + 3O2. Quando il biossido di manganese viene utilizzato come catalizzatore, questo percorso diventa quello principale.

7. Reazioni redox degli anioni ossalogenati. I sali si dissociano completamente in soluzione. Questo produce anioni ossalogenati - EO x - che, in presenza di una carica negativa, sono agenti ossidanti più deboli delle molecole di acido. Ad esempio, l'acido ipocloroso può ossidare il proprio sale: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. In soluzione, i sali mostrano proprietà ossidanti evidenti solo in un ambiente acido. Vale la pena notare le reazioni di comporporzionamento: KClO 3 + 6HCl = 3Cl 2 +KCl + 3H 2 O KJO 3 + 5KJ + H 2 SO 4 = 3J 2 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O. Quando riscaldati, questi sali diventano forti agenti ossidanti. L'intera industria dei fiammiferi e pirotecnica si basa sulle reazioni del sale Berthollet, ad esempio: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 +2Al = Al 2 O 3 + KCl. Equilibri complessi portano al fatto che gli acidi contenenti ossigeno degli alogeni e dei loro sali, che agiscono come agenti ossidanti, sono spesso ridotti ad Hal -1.

8. Metodi per produrre alogeni. Il fluoro si ottiene mediante elettrolisi del fluoruro di potassio fuso (KHF 2). Nell'industria, il cloro si ottiene per elettrolisi di una soluzione di cloruro di sodio o acido cloridrico, secondo il metodo Deacon: 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 (quando riscaldato e utilizzando CuCl 2 come catalizzatore), facendo reagire il candeggio calce con acido cloridrico. In laboratorio: facendo reagire l'acido cloridrico concentrato con KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 o MnO 2 quando riscaldato. Il bromo si ottiene sostituendolo con cloro dalla composizione di bromuro di potassio o di sodio, nonché ossidando i bromuri con acido solforico concentrato. Tutte queste reazioni sono già state discusse. Lo iodio può anche essere sostituito mediante cloro o bromo dalla composizione di ioduro. L'anione ioduro può essere ossidato con biossido di manganese in un ambiente acido. Poiché l'anione ioduro si ossida facilmente, è possibile un'ampia varietà di reazioni.

RAME.

Un elemento con numero atomico 29, massa atomica relativa 63.545. Appartiene alla famiglia degli elementi D. Nella tavola periodica è nel periodo IV, gruppo I, sottogruppo secondario. Struttura dello strato elettronico esterno: 3d 10 4s 1. Nello stato fondamentale, il sottolivello d è pieno, ma non è sufficientemente stabile, quindi, oltre allo stato di ossidazione +1, che può essere assunto dalla struttura elettronica dell'atomo, il rame presenta stati di ossidazione +2, anche +3 e molto raramente +4. Il raggio dell'atomo di rame è piuttosto piccolo: 0,128 nm. È persino più piccolo del raggio di un atomo di litio: 0,155 nm. Il suo unico elettrone 4s, quando si trova più vicino al nucleo, cade sotto lo schermo dal guscio 3d 10 completato, il che aumenta la sua attrazione per il nucleo e allo stesso tempo il potenziale di ionizzazione. Pertanto il rame è un metallo inattivo e viene dopo l'idrogeno nella serie delle tensioni.

Proprietà fisiche. Il rame è un metallo rosso tenero, duttile, viscoso e facilmente allungabile in filo. Ha un'elevata conduttività termica ed elettrica, seconda solo all'oro e all'argento.

Proprietà chimiche di una sostanza semplice. Nell'aria secca, il rame è piuttosto inerte, poiché è ricoperto da una pellicola sottile di una miscela di CuO e Cu 2 O, che conferisce alla superficie un colore più scuro e impedisce un'ulteriore interazione con l'ossigeno dell'aria. In presenza di quantità significative di umidità e anidride carbonica, si verifica la corrosione, il cui prodotto è il carbonato di rame verde (II): 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3.

Per l'ultimo 200 anni di umanità ha studiato le proprietà delle sostanze meglio che in tutta la storia dello sviluppo della chimica. Naturalmente anche il numero delle sostanze cresce rapidamente, ciò è dovuto innanzitutto allo sviluppo di vari metodi per ottenere le sostanze.

Nella vita di tutti i giorni ci imbattiamo in tantissime sostanze. Tra questi ci sono acqua, ferro, alluminio, plastica, soda, sale e molti altri. Le sostanze che esistono in natura, come l'ossigeno e l'azoto contenuti nell'aria, sostanze disciolte nell'acqua e di origine naturale, sono chiamate sostanze naturali. Alluminio, zinco, acetone, calce, sapone, aspirina, polietilene e molte altre sostanze non esistono in natura.

Sono ottenuti in laboratorio e prodotti dall'industria. Le sostanze artificiali non si trovano in natura; sono create da sostanze naturali. Alcune sostanze che esistono in natura possono essere ottenute anche in un laboratorio chimico.

Pertanto, quando viene riscaldato il permanganato di potassio, viene rilasciato ossigeno e quando viene riscaldato il gesso, viene rilasciato ossigeno. diossido di carbonio. Gli scienziati hanno imparato a trasformare la grafite in diamante; stanno coltivando cristalli di rubino, zaffiro e malachite. Quindi, insieme alle sostanze di origine naturale, esiste un numero enorme di sostanze create artificialmente che non si trovano in natura.

Le sostanze non presenti in natura sono prodotte in varie imprese: fabbriche, fabbriche, mietitrebbie, ecc.

Nel contesto dell'esaurimento delle risorse naturali del nostro pianeta, i chimici devono ora affrontare un compito importante: sviluppare e implementare metodi mediante i quali sia possibile ottenere artificialmente, in laboratorio o nella produzione industriale, sostanze che sono analoghi alle sostanze naturali. Ad esempio, le riserve di combustibili fossili in natura si stanno esaurendo.

Potrebbe arrivare il momento in cui il petrolio e il gas naturale finiranno. Si stanno già sviluppando nuovi tipi di carburante che sarebbero altrettanto efficienti, ma non inquinerebbero l’ambiente. Oggi l'umanità ha imparato a ottenere artificialmente varie pietre preziose, ad esempio diamanti, smeraldi e berilli.

Stato della materia

Le sostanze possono esistere in diversi stati di aggregazione, tre dei quali ti sono noti: solido, liquido, gassoso. Ad esempio, l’acqua in natura esiste in tutti e tre gli stati di aggregazione: solido (sotto forma di ghiaccio e neve), liquido (acqua liquida) e gassoso (vapore acqueo). Sono note sostanze che non possono esistere in condizioni normali in tutti e tre gli stati di aggregazione. Ad esempio, una tale sostanza è l'anidride carbonica. A temperatura ambiente è un gas inodore e incolore. Ad una temperatura di –79°C questa sostanza “congela” e si trasforma in uno stato solido di aggregazione. Il nome quotidiano (banale) di tale sostanza è “ghiaccio secco”. Questo nome è dato a questa sostanza perché il "ghiaccio secco" si trasforma in anidride carbonica senza sciogliersi, cioè senza passare allo stato liquido di aggregazione, che è presente, ad esempio, nell'acqua.

Si può quindi trarre una conclusione importante. Una sostanza, quando passa da uno stato di aggregazione a un altro, non si trasforma in altre sostanze. Il processo di un certo cambiamento, trasformazione, è chiamato fenomeno.

Fenomeni fisici. Proprietà fisiche delle sostanze.

I fenomeni in cui le sostanze cambiano il loro stato di aggregazione, ma non si trasformano in altre sostanze, sono detti fisici. Ogni singola sostanza ha determinate proprietà. Le proprietà delle sostanze possono essere diverse o simili tra loro. Ogni sostanza è descritta utilizzando una serie di proprietà fisiche e chimiche. Prendiamo come esempio l'acqua. L'acqua congela e si trasforma in ghiaccio alla temperatura di 0°C, mentre bolle e si trasforma in vapore alla temperatura di +100°C. Questi fenomeni sono considerati fisici, poiché l'acqua non si è trasformata in altre sostanze, si verifica solo un cambiamento nello stato di aggregazione. Questi punti di congelamento e di ebollizione sono proprietà fisiche specifiche dell'acqua.

Le proprietà delle sostanze determinate mediante misurazioni o visivamente in assenza di trasformazione di alcune sostanze in altre sono chiamate fisiche

Evaporazione dell'alcol, come l'evaporazione dell'acqua– fenomeni fisici, le sostanze in questo caso cambiano il loro stato di aggregazione. Dopo l'esperimento, puoi essere certo che l'alcol evapora più velocemente dell'acqua: queste sono le proprietà fisiche di queste sostanze.

Le principali proprietà fisiche delle sostanze comprendono: stato di aggregazione, colore, odore, solubilità in acqua, densità, punto di ebollizione, punto di fusione, conducibilità termica, conducibilità elettrica. Le proprietà fisiche come colore, odore, gusto, forma dei cristalli possono essere determinate visivamente utilizzando i sensi, mentre la densità, la conduttività elettrica, i punti di fusione e di ebollizione vengono determinati mediante misurazione. Le informazioni sulle proprietà fisiche di molte sostanze sono raccolte nella letteratura specializzata, ad esempio nei libri di consultazione. Le proprietà fisiche di una sostanza dipendono dal suo stato di aggregazione. Ad esempio, le densità del ghiaccio, dell'acqua e del vapore acqueo sono diverse.

L'ossigeno gassoso è incolore, ma l'ossigeno liquido è blu. La conoscenza delle proprietà fisiche aiuta a “riconoscere” molte sostanze. Per esempio, rame- L'unico metallo di colore rosso. Solo il sale da cucina ha un sapore salato. Iodio- Un solido quasi nero che si trasforma in un vapore viola quando riscaldato. Nella maggior parte dei casi, per identificare una sostanza è necessario considerare molte delle sue proprietà. Ad esempio, caratterizziamo le proprietà fisiche dell'acqua:

• colore – incolore (in piccoli volumi)
• odore - nessun odore
• stato di aggregazione - liquido in condizioni normali
• densità – 1 g/ml,
• punto di ebollizione – +100°С
• punto di fusione – 0°C
• conduttività termica – bassa
• conduttività elettrica: l'acqua pura non conduce elettricità

Sostanze cristalline e amorfe

Quando si descrivono le proprietà fisiche dei solidi, è consuetudine descrivere la struttura della sostanza. Se esamini un campione di sale da cucina sotto una lente d'ingrandimento, noterai che il sale è costituito da tanti minuscoli cristalli. Nei giacimenti salini si possono trovare anche cristalli molto grandi. I cristalli sono solidi a forma di poliedri regolari. I cristalli possono avere forme e dimensioni diverse. Cristalli di alcune sostanze, come il sale da cucina sale – fragile e facile da rompere. Ci sono cristalli che sono piuttosto duri. Ad esempio, il diamante è considerato uno dei minerali più duri. Se esamini i cristalli di sale da cucina al microscopio, noterai che hanno tutti una struttura simile. Se consideriamo, ad esempio, le particelle di vetro, avranno tutte una struttura diversa: tali sostanze sono chiamate amorfe. Le sostanze amorfe includono vetro, amido, ambra e cera d'api. Le sostanze amorfe sono sostanze che non hanno una struttura cristallina

Fenomeni chimici. Reazione chimica.

Se durante i fenomeni fisici le sostanze, di regola, cambiano solo il loro stato di aggregazione, allora durante i fenomeni chimici avviene la trasformazione di alcune sostanze in altre sostanze. Ecco alcuni semplici esempi: la combustione di un fiammifero è accompagnata dalla carbonizzazione del legno e dal rilascio di sostanze gassose, cioè si verifica una trasformazione irreversibile del legno in altre sostanze. Un altro esempio: Nel tempo, le sculture in bronzo si ricoprono di un rivestimento verde. Il fatto è che il bronzo contiene rame. Questo metallo interagisce lentamente con l'ossigeno, l'anidride carbonica e l'umidità dell'aria, a seguito della quale sulla superficie della scultura si formano nuove sostanze verdi Fenomeni chimici - fenomeni di trasformazione di una sostanza in un'altra Il processo di interazione delle sostanze con la formazione di nuove sostanze è chiamato reazione chimica. Le reazioni chimiche avvengono intorno a noi. Le reazioni chimiche avvengono anche dentro di noi. Nel nostro corpo avvengono continuamente trasformazioni di molte sostanze; le sostanze reagiscono tra loro formando prodotti di reazione. Pertanto, in una reazione chimica ci sono sempre sostanze che reagiscono e sostanze formate come risultato della reazione.

• Reazione chimica– il processo di interazione delle sostanze, a seguito del quale si formano nuove sostanze con nuove proprietà
• Reagenti- sostanze che entrano in una reazione chimica
• Prodotti– sostanze formate a seguito di una reazione chimica

Una reazione chimica è rappresentata in forma generale da un diagramma di reazione REAGENTI -> PRODOTTI

• reagenti– materie prime prelevate per effettuare la reazione;
• prodotti– nuove sostanze formate a seguito di una reazione.

Qualsiasi fenomeno chimico (reazione) è accompagnato da determinati segni, con l'aiuto dei quali è possibile distinguere i fenomeni chimici da quelli fisici. Tali segni includono cambiamenti nel colore delle sostanze, rilascio di gas, formazione di sedimenti, rilascio di calore ed emissione di luce.

Molte reazioni chimiche sono accompagnate dal rilascio di energia sotto forma di calore e luce. Di norma, tali fenomeni sono accompagnati da reazioni di combustione. Nelle reazioni di combustione nell'aria, le sostanze reagiscono con l'ossigeno contenuto nell'aria. Ad esempio, il magnesio metallico divampa e brucia nell'aria con una fiamma brillante e accecante. Questo è il motivo per cui nella prima metà del XX secolo veniva utilizzato il flash al magnesio per creare fotografie. In alcuni casi è possibile rilasciare energia sotto forma di luce, ma senza rilasciare calore. Un tipo di plancton del Pacifico è in grado di emettere una luce blu brillante, chiaramente visibile al buio. Il rilascio di energia sotto forma di luce è il risultato di una reazione chimica che avviene negli organismi di questo tipo di plancton.

Riassunto dell'articolo:

• Esistono due grandi gruppi di sostanze: sostanze di origine naturale e artificiale.
• In condizioni normali, le sostanze possono esistere in tre stati di aggregazione
• Le proprietà delle sostanze determinate mediante misurazioni o visivamente in assenza di trasformazione di alcune sostanze in altre sono chiamate fisiche
• I cristalli sono solidi a forma di poliedri regolari.
• Le sostanze amorfe sono sostanze che non hanno una struttura cristallina
• Fenomeni chimici - fenomeni di trasformazione di una sostanza in un'altra
• I reagenti sono sostanze che entrano in una reazione chimica.
• I prodotti sono sostanze formate a seguito di una reazione chimica
• Le reazioni chimiche possono essere accompagnate dal rilascio di gas, sedimenti, calore, luce; cambiamento di colore delle sostanze
• La combustione è un processo fisico-chimico complesso di conversione delle sostanze iniziali in prodotti di combustione durante una reazione chimica, accompagnato da un intenso rilascio di calore e luce (fiamma)