Egenskaper som er karakteristiske for et enkelt stoff. Stoffer er enkle og komplekse. Kjemiske elementer. med ikke-metaller fra gruppene IV–VI

Elementærpartikler fysisk materie på planeten vår er det atomer. De kan eksistere i fri form bare ved svært høye temperaturer. Under normale forhold elementære partikler streber etter å forene seg med hverandre ved hjelp av kjemiske bindinger: ioniske, metalliske, kovalente polare eller ikke-polare. På denne måten dannes stoffer, eksempler som vi vil vurdere i artikkelen vår.

Enkle stoffer

Prosessene for interaksjon mellom atomer av det samme kjemiske elementet resulterer i dannelsen kjemikalier, kalt enkel. Kull dannes altså kun av karbonatomer, hydrogengass dannes av hydrogenatomer, og flytende kvikksølv består av kvikksølvpartikler. Begrepet et enkelt stoff trenger ikke å identifiseres med begrepet et kjemisk element. For eksempel består ikke karbondioksid av de enkle stoffene karbon og oksygen, men av grunnstoffene karbon og oksygen. Konvensjonelt kan forbindelser som består av atomer av samme grunnstoff deles inn i metaller og ikke-metaller. La oss se på noen eksempler på de kjemiske egenskapene til slike enkle stoffer.

Metaller

Basert på plasseringen av metallelementet i periodisk system, kan følgende grupper skilles: aktive metaller, elementer i hovedundergruppene til tredje-åttende grupper, metaller fra sekundære undergrupper av fjerde-syvende grupper, samt lantanider og aktinider. Metaller - enkle stoffer, eksempler som vi vil gi nedenfor, har følgende generelle egenskaper: termisk og elektrisk ledningsevne, metallisk glans, duktilitet og formbarhet. Slike egenskaper er iboende i jern, aluminium, kobber og andre. Når serienummeret øker i periodene, øker koke- og smeltetemperaturene, samt hardheten til metallelementene. Dette forklares av komprimeringen av deres atomer, det vil si en reduksjon i radius, samt akkumulering av elektroner. Alle parametere for metaller bestemmes indre struktur krystallgitter av disse forbindelsene. Nedenfor skal vi ta for oss kjemiske reaksjoner, og også gi eksempler på egenskapene til stoffer relatert til metaller.

Funksjoner ved kjemiske reaksjoner

Alle metaller med en oksidasjonstilstand på 0 viser kun reduserende egenskaper. Alkaliske og jordalkaliske elementer reagerer med vann og danner kjemisk aggressive baser - alkalier:

• 2Na+2H20=2NaOH+H2

En typisk reaksjon av metaller er oksidasjon. Som et resultat av kombinasjon med oksygenatomer oppstår stoffer i oksidklassen:

• Zn+O2=ZnO

Dette er binære forbindelser relatert til komplekse stoffer. Eksempler på basiske oksider er oksidene av natrium Na 2 O, kobber CuO, kalsium CaO. De er i stand til å samhandle med syrer, som et resultat av det finnes salt og vann i produkter:

• MgO+2HCl=MgCl2+H2O

Stoffer fra klassene syrer, baser og salter tilhører komplekse forbindelser og har forskjellige kjemiske egenskaper. For eksempel oppstår en nøytraliseringsreaksjon mellom hydroksyder og syrer, noe som fører til utseendet av salt og vann. Sammensetningen av saltene vil avhenge av konsentrasjonen av reagensene: for eksempel når det er et overskudd av syre i den reagerende blandingen, oppnås sure salter, for eksempel NaHCO 3 - natriumbikarbonat, og en høy konsentrasjon av alkali forårsaker dannelsen av basiske salter, slik som Al(OH)2Cl - aluminiumdihydroksyklorid.

Ikke-metaller

De viktigste ikke-metalliske grunnstoffene finnes i nitrogen- og karbonundergruppene, og tilhører også halogen- og kalkogengruppene i det periodiske system. La oss gi eksempler på stoffer relatert til ikke-metaller: svovel, oksygen, nitrogen, klor. Alle deres fysiske egenskaper er motsatte av egenskapene til metaller. De leder ikke elektrisitet, overfører ikke varmestråler godt og har lav hardhet. Når de interagerer med oksygen, danner ikke-metaller komplekse forbindelser - sure oksider. Sistnevnte, som reagerer med syrer, gir syrer:

• H 2 O+CO 2 → H 2 CO 3

En typisk reaksjon karakteristisk for sure oksider er interaksjon med alkalier, noe som fører til utseendet av salt og vann.

Den kjemiske aktiviteten til ikke-metaller øker i løpet av perioden, dette skyldes en økning i atomenes evne til å tiltrekke seg elektroner fra andre kjemiske elementer. I grupper observerer vi det motsatte fenomenet: ikke-metalliske egenskaper svekkes på grunn av oppblåsing av volumet av atomet på grunn av tillegg av nye energinivåer.

Så vi så på typene kjemiske stoffer, eksempler som illustrerer deres egenskaper og posisjon i det periodiske systemet.

Kjemiske egenskaper til hovedklassene av uorganiske forbindelser

Sure oksider

1. Surt oksid + vann = syre (unntak - SiO 2)
   SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
   Cl 2 O 7 + H 2 O = 2 HClO 4
2. Surt oksid + alkali = salt + vann
   SO 2 + 2 NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
   P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O
3. Surt oksid + basisk oksid = salt
   CO 2 + BaO = BaCO 3
   SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3

   Grunnleggende oksider

   1. Basisk oksid + vann = alkali (alkali- og jordalkalimetalloksider reagerer)
      CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
      Na20 + H2O = 2NaOH
   2. Basisk oksid + syre = salt + vann
      CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
      3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
   3. Basisk oksid + surt oksid = salt
      MgO + CO 2 = MgCO 3
      Na 2 O + N 2 O 5 = 2 NaNO 3

      Amfotere oksider

      1. Amfotert oksid + syre = salt + vann
         Al 2 O 3 + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3 H 2 O
         ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O
      2. Amfotært oksid + alkali = salt (+ vann)
         ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Mer korrekt: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2)
         Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Mer korrekt: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na)
      3. Amfotert oksid + surt oksid = salt
         ZnO + CO 2 = ZnCO 3
      4. Amfotert oksid + basisk oksid = salt (hvis smeltet)
         ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
         Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
         Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2) 2

         Syrer

         1. Syre + basisk oksid = salt + vann
            2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
            3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
         2. Syre + amfotært oksid = salt + vann
            3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
            2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O
         3. Syre + base = salt + vann
            H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
            2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H2O
         4. Syre + amfotært hydroksid = salt + vann
            3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H2O
            2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O
         5. Sterk syre + salt av svak syre = svak syre + salt av sterk syre
            2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
            H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3
         6. Syre + metall (plassert i spenningsserien til venstre for hydrogen) = salt + hydrogen
            2HCl + Zn = ZnCl2 + H2
            H 2 SO 4 (fortynnet) + Fe = FeSO 4 + H 2
            Viktig: oksiderende syrer (HNO 3, kons. H 2 SO 4) reagerer forskjellig med metaller.

         Amfotere hydroksyder

         1. Amfotært hydroksid + syre = salt + vann
            2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
            Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O
         2. Amfoterisk hydroksid + alkali = salt + vann (når sammensmeltet)
            Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O
            Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
         3. Amfoterisk hydroksid + alkali = salt (i vandig løsning)
            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

            Alkalier

            1. Alkali + syreoksid = salt + vann
               Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O
               2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
            2. Alkali + syre = salt + vann
               3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
               Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
            3. Alkali + amfotært oksid = salt + vann
               2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Mer korrekt: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2)
            4. Alkali + amfotert hydroksyd = salt (i vandig løsning)
               2NaOH + Zn(OH)2 = Na2
               NaOH + Al(OH)3 = Na
            5. Alkali + løselig salt = uløselig base + salt
               Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
               3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl
            6. Alkali + metall (Al, Zn) + vann = salt + hydrogen
               2NaOH + Zn + 2H2O = Na2 + H2
               2KOH + 2Al + 6H2O = 2K + 3H2

               Salter

               1. Salt av en svak syre + sterk syre = salt av en sterk syre + svak syre
                  Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2 NaNO 3 + H 2 SiO 3
                  BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
               2. Løselig salt + løselig salt = uløselig salt + salt
                  Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
                  СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2 NaCl
               3. Løselig salt + alkali = salt + uløselig base
                  Cu(NO 3) 2 + 2 NaOH = 2 NaNO 3 + Cu(OH) 2
                  2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
               4. Løselig metallsalt (*) + metall (**) = metallsalt (**) + metall (*)
                  Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
                  Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
                  Viktig: 1) metallet (**) må være i spenningsserien til venstre for metallet (*), 2) metallet (**) må IKKE reagere med vann.

                  Du kan også være interessert i andre deler av kjemireferanseboken:

Generelle egenskaper til metaller.

Tilstedeværelsen av valenselektroner som er svakt bundet til kjernen bestemmer de generelle kjemiske egenskapene til metaller. I kjemiske reaksjoner fungerer de alltid som et reduksjonsmiddel.

Innhenting av metaller:
- reduksjon fra oksider med karbon (C), karbonmonoksid (CO), hydrogen (H2) eller mer aktivt metall(Al, Ca, Mg);
- reduksjon fra saltløsninger med et mer aktivt metall;
- elektrolyse av løsninger eller smelter av metallforbindelser - reduksjon av de mest aktive metallene (alkali, jordalkalimetaller og aluminium) ved bruk av elektrisk strøm.

I naturen finnes metaller hovedsakelig i form av forbindelser; kun lavaktive metaller finnes i form av enkle stoffer (native metaller).

Kjemiske egenskaper metaller
1. Interaksjon med enkle stoffer, ikke-metaller:
De fleste metaller kan oksideres av ikke-metaller som halogener, oksygen, svovel og nitrogen. Men de fleste av disse reaksjonene krever forvarming for å begynne. Deretter kan reaksjonen fortsette med frigjøring av en stor mengde varme, noe som fører til antennelse av metallet.
Ved romtemperatur er reaksjoner bare mulig mellom de mest aktive metallene (alkali og jordalkali) og de mest aktive ikke-metallene (halogener, oksygen). Alkalimetaller (Na, K) reagerer med oksygen og danner peroksider og superoksider (Na2O2, KO2).

a) interaksjon av metaller med vann.
Ved romtemperatur interagerer alkali- og jordalkalimetaller med vann. Som et resultat av substitusjonsreaksjonen dannes alkali (løselig base) og hydrogen: Metall + H2O = Me(OH) + H2
Ved oppvarming samhandler andre metaller som er til venstre for hydrogen i aktivitetsserien med vann. Magnesium reagerer med kokende vann, aluminium - etter spesiell overflatebehandling, noe som resulterer i dannelse av uløselige baser - magnesiumhydroksid eller aluminiumhydroksid - og hydrogen frigjøres. Metaller i aktivitetsserien fra sink (inklusive) til bly (inklusive) samhandler med vanndamp (dvs. over 100 C), og det dannes oksider av tilsvarende metaller og hydrogen.
Metaller som ligger i aktivitetsserien til høyre for hydrogen samhandler ikke med vann.
b) interaksjon med oksider:
aktive metaller reagerer ved substitusjonsreaksjon med oksider av andre metaller eller ikke-metaller, og reduserer dem til enkle stoffer.
c) interaksjon med syrer:
Metaller som ligger i aktivitetsserien til venstre for hydrogen reagerer med syrer for å frigjøre hydrogen og danner det tilsvarende saltet. Metaller som ligger i aktivitetsserien til høyre for hydrogen samhandler ikke med sure løsninger.
Et spesielt sted er okkupert av reaksjonene av metaller med salpetersyre og konsentrerte svovelsyrer. Alle metaller unntatt edle (gull, platina) kan oksideres av disse oksiderende syrene. Disse reaksjonene vil alltid produsere de tilsvarende salter, vann og reduksjonsproduktet av henholdsvis nitrogen eller svovel.
d) med alkalier
Metaller som danner amfotere forbindelser (aluminium, beryllium, sink) er i stand til å reagere med smelter (dette danner gjennomsnittssalter av aluminater, berylater eller sinkater) eller alkaliløsninger (dette danner de tilsvarende komplekse salter). Alle reaksjoner vil produsere hydrogen.
e) I samsvar med posisjonen til metallet i aktivitetsserien, er reaksjoner med reduksjon (fortrengning) av et mindre aktivt metall fra en løsning av dets salt med et annet mer aktivt metall mulig. Som et resultat av reaksjonen dannes et salt av et mer aktivt metall og et enkelt stoff - et mindre aktivt metall.

Generelle egenskaper til ikke-metaller.

Det er mye færre ikke-metaller enn metaller (22 grunnstoffer). Imidlertid er kjemien til ikke-metaller mye mer kompleks på grunn av den større belegget av det ytre energinivået til atomene deres.
De fysiske egenskapene til ikke-metaller er mer forskjellige: blant dem er det gassformige (fluor, klor, oksygen, nitrogen, hydrogen), flytende (brom) og faste stoffer som skiller seg sterkt fra hverandre i smeltepunkt. De fleste ikke-metaller leder ikke elektrisitet, men silisium, grafitt og germanium har halvledende egenskaper.
Gassformig, flytende og noen faste ikke-metaller (jod) har en molekylær struktur krystallgitter, andre ikke-metaller har et atomisk krystallgitter.
Fluor, klor, brom, jod, oksygen, nitrogen og hydrogen eksisterer under normale forhold i form av diatomiske molekyler.
Mange ikke-metalliske elementer danner flere allotropiske modifikasjoner av enkle stoffer. Så oksygen har to allotropiske modifikasjoner - oksygen O2 og ozon O3, svovel har tre allotropiske modifikasjoner - ortorombisk, plastisk og monoklinisk svovel, fosfor har tre allotropiske modifikasjoner - rødt, hvitt og svart fosfor, karbon - seks allotropiske modifikasjoner - sot, grafitt, diamant , karbyne, fulleren, grafen.

I motsetning til metaller, som kun har reduserende egenskaper, kan ikke-metaller, i reaksjoner med enkle og komplekse stoffer, fungere som både et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel. I henhold til deres aktivitet opptar ikke-metaller en viss plass i elektronegativitetsserien. Fluor regnes som det mest aktive ikke-metallet. Den viser bare oksiderende egenskaper. På andre plass i aktivitet er oksygen, på tredje er nitrogen, deretter halogener og andre ikke-metaller. Hydrogen har den laveste elektronegativiteten blant ikke-metaller.

Kjemiske egenskaper til ikke-metaller.

1. Interaksjon med enkle stoffer:
Ikke-metaller samhandler med metaller. I slike reaksjoner fungerer metaller som et reduksjonsmiddel, og ikke-metaller fungerer som et oksidasjonsmiddel. Som et resultat av forbindelsesreaksjonen dannes binære forbindelser - oksider, peroksider, nitrider, hydrider, salter av oksygenfrie syrer.
I reaksjonene av ikke-metaller med hverandre, utviser det mer elektronegative ikke-metallet egenskapene til et oksidasjonsmiddel, og det mindre elektronegative har egenskapene til et reduksjonsmiddel. Forbindelsesreaksjonen produserer binære forbindelser. Det må huskes at ikke-metaller kan oppvise varierende oksidasjonstilstander i sine forbindelser.
2. Interaksjon med komplekse stoffer:
a) med vann:
Under normale forhold er det kun halogener som interagerer med vann.
b) med oksider av metaller og ikke-metaller:
Mange ikke-metaller kan reagere ved høye temperaturer med oksider av andre ikke-metaller, og redusere dem til enkle stoffer. Ikke-metaller som er til venstre for svovel i elektronegativitetsserien kan også samhandle med metalloksider, og redusere metaller til enkle stoffer.
c) med syrer:
Noen ikke-metaller kan oksideres med konsentrert svovelsyre eller salpetersyre.
d) med alkalier:
Under påvirkning av alkalier kan noen ikke-metaller gjennomgå dismutering, som både er et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel.
For eksempel, i reaksjonen av halogener med alkaliløsninger uten oppvarming: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O eller med oppvarming: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) med salter:
Ved interaksjon er de sterke oksidasjonsmidler og har reduserende egenskaper.
Halogener (unntatt fluor) inngår substitusjonsreaksjoner med løsninger av salter av halogenhydrogensyrer: et mer aktivt halogen fortrenger et mindre aktivt halogen fra saltløsningen.

1. Som aktive oksidasjonsmidler reagerer halogener med metaller. Reaksjonene mellom metaller og fluor er spesielt voldsomme. Alkalimetaller reagerer eksplosivt med det. Ved oppvarming reagerer halogener til og med med gull og platina. I en atmosfære av fluor og klor brenner en rekke metaller uten forvarming. La oss huske noen trekk ved disse interaksjonene. Jern og krom, når de reagerer med fluor, klor og brom, oksideres til et treverdig kation. Reaksjonen med jod krever allerede betydelig oppvarming og fører til dannelse av FeJ 2 og CrJ 2. Noen metaller passiveres i halogenmiljøer på grunn av dannelsen av en beskyttende saltfilm. Spesielt samvirker kobber med fluor bare ved høye temperaturer på grunn av dannelsen av en CuF 2-film. Nikkel oppfører seg på samme måte. Fluorgass lagres og transporteres i kar laget av Monel-metall (en legering av nikkel med jern og mangan). Reaksjonen av klor med noen metaller hemmes og akselereres sterkt av spor av vann, som i disse tilfellene fungerer som en katalysator. Godt tørket klor reagerer for eksempel ikke med jern, så flytende klor lagres i stålsylindere. Flytende fysisk tilstand brom er grunnen til at det reagerer med noen metaller mer aktivt enn klor, siden konsentrasjonen av reagenset i væskefasen er høyere enn konsentrasjonen i gassen. For eksempel reagerer kompakt aluminium og jern med brom ved romtemperatur, og med klor ved oppvarming.

2. Fluor reagerer eksplosivt med hydrogen ved romtemperatur, reaksjonen fortsetter med en merkbar hastighet selv ved –252 0 C. Klor reagerer kun under ultrafiolett eller solbestråling, siden reaksjonen er fri radikal i naturen. Reaksjonen med brom er mindre aktiv og krever oppvarming, og blir derfor merkbart reversibel på grunn av den utilstrekkelige termiske stabiliteten til H-Br-bindingen. Energi H-J koblinger enda mindre er oksidasjonsevnen til jod også merkbart mindre enn andre halogener, derfor er likevekten til reaksjonen H 2 + J 2 = 2HJ ved temperaturer der reaksjonshastigheten ikke er veldig lav, betydelig forskjøvet mot utgangsstoffene.

3. Svovel og fosfor brenner ved interaksjon med fluor, klor og brom. I dette tilfellet dannes forbindelser med fluor der disse elementene viser sin maksimale oksidasjonstilstand: SF 6 og PF 5. Produktene fra andre reaksjoner avhenger av de eksperimentelle betingelsene - PCl 3, PCl 5, PBr 3, PBr 5, S 2 Cl 2, S 2 Br 2, SCl 2.

4. Halogener reagerer også med andre ikke-metaller med varierende aktivitet. Unntakene er oksygen og nitrogen, som halogener ikke reagerer direkte med. Halogenoksider av forskjellige strukturer, avhengig av forhold, kan oppnås ved deres reaksjon med ozon.

5. Aktiviteten til fluor er så stor at den er i stand til å samhandle selv med edelgasser (unntatt He, Ne, Ar).

6. I vekselvirkning med hverandre danner halogener binære forbindelser med forskjellige sammensetninger, der det mer elektronegative halogenet viser en negativ oksidasjonstilstand, og det mindre negative har en positiv oksidasjonstilstand. For eksempel, ClF 5, BrCl 3, JF 7, JCl.

Reaksjoner med komplekse stoffer

1. Vann antennes spontant i en fluoratmosfære, og reaksjonen fortsetter til fluoret er helt oppbrukt. Avhengig av temperaturen og andre forhold oppstår en rekke reaksjoner: 3F 2 + 3H 2 O = F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O = F 2 O + 2HF; med vanndamp med eksplosjon: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3; med is: F 2 + H 2 O = HOF + HF. Klor, som har begrenset oppløsning i vann (2 volumer klor (gass!) per 1 volum vann), reagerer reversibelt med det: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO. Brom oppfører seg likt, men likevekten Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO forskyves mer til venstre. En lignende likevekt for jod forskyves så mye mot reaktantene at vi kan si at reaksjonen ikke fortsetter. I samsvar med ovenstående er det klor og bromvann, men jod og fluor finnes ikke. Samtidig ble jodidanion funnet i en vandig løsning av jod i lave konsentrasjoner, hvis utseende er forklart av dannelsen av jodhydrat i løsningen, i stand til å dissosiere til J+. H20 og J-. Dissosiasjonslikevekten til jodhydrat er også sterkt forskjøvet mot den udissosierte formen.

2. Tenk på reaksjonene mellom halogener og syrer. Redoksreaksjoner er mulige der elektroner utveksles mellom et halogen og et grunnstoff som er en del av syren. I dette tilfellet fungerer ofte klor og brom som oksidasjonsmidler, og jod som reduksjonsmiddel. Her er de mest typiske reaksjonene: J 2 + 10HNO 3 (kons.) = 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 + 2 HCl (HBr). Reaksjoner med fluor fører til ødeleggelse.

3. Når de interagerer med alkalier, er halogener uforholdsmessige, det vil si at de samtidig øker og reduserer oksidasjonstilstanden. Klor reagerer i kulde: Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO, og ved oppvarming - 3Cl 2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, pga. Hypoklorittanionet, når det oppvarmes i løsning, disproporsjoneres til klorat og klorid. Hypobromitter og hypojoditter er enda mindre stabile, så brom og jod ved romtemperatur gir allerede bromater og jodater. For eksempel: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3. Samspillet mellom klor i kulde og kalsiumhydroksid fører til dannelse av et blandet salt av kalsiumklorid-hypokloritt - blekemiddel: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H2O.

4. I motsetning til de fleste stoffer, reagerer fluor ved romtemperatur med silisiumdioksid. Reaksjonen katalyseres av spor av vann. Siden SiO 2 er den viktigste integrert del glass, så løser fluor opp glass i henhold til reaksjonen: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2.

5. Ved interaksjon med salter, oksider og andre binære forbindelser er redoksreaksjoner mulige, hvorav bemerkelsesverdige er reaksjonene med forskyvning av en mindre aktiv fra saltsammensetningen med et mer aktivt (mer elektronegativt) halogen, for eksempel: 2KJ + Cl2 = 2KCl + J2. Et ytre tegn på denne reaksjonen er utseendet til en gul (brun ved betydelig konsentrasjon) farge av molekylært jod. Når klor føres gjennom en løsning av kaliumjodid i lang tid, forsvinner fargen, siden jodet oksideres videre til HJO 3, hvis løsning er fargeløs: J 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 10HCl + 2HJO 3 .

Halogenforbindelser

1. Hydrogenhalogenider– stoffer som er gassformige under normale forhold. Kokepunktet for hydrogenfluorid er +19 0 C (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Den er unormalt stor på grunn av dannelsen av veldig sterke hydrogenbindinger i flytende hydrogenfluorid. På grunn av sterke hydrogenbindinger har flytende hydrogenfluorid ingen frie ioner og leder ikke elektrisitet, da det er en ikke-elektrolytt. Alle hydrogenhalogenidmolekyler inneholder enkelt, svært polare bindinger. Når du beveger deg gjennom gruppen fra topp til bunn, avtar polariteten til bindingen, siden den negative enden av dipolen til hydrogen-halogenbindingen er halogenet, og fra fluor til jod reduseres elektronegativiteten betydelig. Men bindingsstyrken påvirkes i stor grad av en økning i bindingslengden, derfor er den sterkeste bindingen i serien som vurderes i HF-molekylet, og den svakeste i HJ-molekylet. Alle hydrogenhalogenider er svært løselige i vann. I dette tilfellet oppstår ionisering og dissosiasjon. Ved dissosiasjon oppnås et hydroniumkation, derfor har vandige løsninger av hydrogenhalogenider egenskapene til syrer. Saltsyre (saltsyre), hydrobromsyre og hydrojodsyre er sterke syrer. Den sterkeste av dem er hydrogenjodid, ikke bare på grunn av den svakere bindingen i molekylet, men også på grunn av den større stabiliteten til jodidionet, hvor ladningskonsentrasjonen reduseres pga. stor størrelse. Flussyre er svak på grunn av tilstedeværelsen av hydrogenbindinger ikke bare mellom hydrogenfluoridmolekyler, men også mellom hydrogenfluorid og vannmolekyler. Disse bindingene er så sterke at det i konsentrerte løsninger er dannelse av syrefluorider mulig, selv om flussyre er monobasisk: KOH + 2HF = KHF 2. Det sure difluorid-anionet har en sterk hydrogenbinding: . Flussyre reagerer også med glass den generelle reaksjonen er som følger: SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O. Hydrohalogensyrer viser alle egenskapene til ikke-oksiderende syrer. Men fordi Mange metaller har en tendens til å danne sure komplekse anioner de reagerer noen ganger med metaller i spenningsserien etter hydrogen. For eksempel, 2Cu + 4HI = 2H + H2. Hydrogenfluorid og hydrogenklorid oksideres ikke av konsentrert svovelsyre, så de kan oppnås fra tørre halogenider, for eksempel ZnCl 2 (s) + H 2 SO 4 (kons.) = ZnSO 4 + 2HCl. Hydrogenbromid og hydrogenjodid oksideres under disse betingelsene: 2HBr + H 2 SO 4 (kons.) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O; 8HI + H 2 SO 4 (kons.) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. For å fortrenge dem fra sammensetningen av salter, brukes absolutt fosforsyre, som praktisk talt ikke har oksiderende egenskaper. Konsentrert salpetersyre oksiderer hydrogenklorid til klor, som er et veldig sterkt oksidasjonsmiddel når det frigjøres. En blanding av konsentrert salpetersyre og saltsyre kalles «regiavann» og er i stand til å løse opp gull og platina: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. Hydrogenklorid og konsentrert saltsyre oksideres også av andre sterke oksidasjonsmidler (MnO 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7). Disse reaksjonene brukes som laboratoriemetoder for å produsere molekylært klor. Hydrogenhalogenider kan også produseres ved hydrolyse av de fleste ikke-metallhalogenider. Ved tilberedning av HI blir en blanding av jod og rødt fosfor direkte utsatt for vann: 2P + 3I 2 + 6H 2 O = 2H 3 PO 3 + 6HI. Det skal huskes at direkte syntese fra enkle stoffer bare er mulig for HF og HCl.

2. Salter av halogenhydrogensyrer. De fleste salter er løselige. Toverdige blysalter er lett løselige og sølvsalter er uløselige. Samspillet mellom sølvkation og halogenidioner er en kvalitativ reaksjon: AgF - løselig, AgCl - hvitt størknet bunnfall, AgBr - blekgult bunnfall, AgI - knallgult bunnfall. Noen metallhalogenider, som aluminium- og kvikksølvhalogenider (unntatt fluor), er kovalente forbindelser. Aluminiumklorid er i stand til å sublimere oppløselige kvikksølvhalogenider i vann trinnvis. Tinn(IV)klorid er flytende.

3. Kvalitativ reaksjon molekylært jod er utseendet til en blå farge med en stivelsesløsning.

4. Oksygenforbindelser halogener. Fluor danner to forbindelser med oksygen: F 2 O - oksygenfluorid - en lys gul gass med kokepunkt = -144,8 ° C; oppnås ved å raskt føre fluor gjennom en 2% løsning av natriumhydroksid. Dioksygendifluorid - F 2 O 2 - er en lysebrun gass, ved -57 ° C blir den til en kirsebærrød væske, og ved -163 ° C blir den til et oransje fast stoff. F 2 O 2 oppnås ved vekselvirkning av enkle stoffer under avkjøling og virkningen av en elektrisk glødeutladning. Over kokepunktet er det allerede ustabilt og fungerer som et sterkt oksidasjonsmiddel og fluoreringsmiddel. Oksider av andre halogener er endoterme forbindelser og er ustabile. Ved romtemperatur eksisterer noen av dem, for eksempel Cl 2 O 7, bare på grunn av den kinetiske inhiberingen av nedbrytningsprosessen. Kloroksid (VII) er en fargeløs væske med et kokepunkt på 83°C, som spaltes eksplosivt ved oppvarming til 120°C. Den eneste eksoterme forbindelsen av halogen og oksygen er J 2 O 5. Det er et hvitt krystallinsk stoff som brytes ned til enkle stoffer uten eksplosjon ved temperaturer over 300°C. Den brukes til å påvise og kvantifisere karbon (II) monoksid i luft: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2.

5. Oksygenholdige syrer av halogener. Kjente syrer generell formel NET x, der halogenene viser rare positive oksidasjonstilstander. For klor er det HClO – hypoklor sur, svak, ustabil. Det spaltes i henhold til ligningen: HClO = HCl + O, og oksygen viser meget sterke oksiderende egenskaper ved utgivelsestidspunktet. Det oppnås ved reaksjonen: 2Cl 2 + 2 HgO + H 2 O = HgO. HgCl 2 ↓ + 2HClO, kalles salter hypokloritter. HClO 2 - klorid syre er også svak og ustabil. Salter – kloritt. HClO 3 - hypoklor syre. Dette er allerede en sterk syre, men er kun stabil i fortynnede vandige løsninger. Oksydasjonsevnen er noe dårligere enn klorsyre. Salter – klorater. Klor syre – HClO 4 – en av de kraftigste uorganiske syrene. Dens vandige løsninger er stabile og trygge under lagring, vanligvis brukes en 72% løsning, som nesten ikke har noen oksiderende egenskaper. Perklorsyre eksisterer i sin frie form som en fargeløs, sterkt rykende væske som kan eksplodere ved lagring eller oppvarming. Salter kalles perklorater. Når antallet oksygenatomer øker, øker styrken av oksygenholdige klorsyrer og deres oksidasjonsevne reduseres. De tilsvarende brom- og jodsyrene har lignende egenskaper, men de er mye mindre stabile. Spesielt i oksidasjonstilstandene til halogener +1 og +3. Løsninger bromert syrer er stabile i kort tid bare ved 0°C. Bromonisk syren ligner perklorsyre i alt . Jod syre – fargeløse transparente krystaller med smeltetemperatur =110°C. Det oppnås ved oksidasjon av jod med konsentrert salpetersyre, hydrogenperoksid, ozon, klor i vann: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 + 4H 2 O Brom syre, i motsetning til perklorsyre, er et sterkt oksidasjonsmiddel og er ikke isolert i fri tilstand, som er assosiert med fenomenet sekundær periodisitet, som et resultat av at det er ugunstig for brom å vise en maksimal positiv oksidasjonstilstand. Det er flere jod syrer: HJO 4, H 5 JO 6 (ortojod), H 3 JO 5 (metiodisk). Den mest stabile er H5JO6. Dette er et fargeløst krystallinsk stoff med t pl = 122°C, det er en syre med middels styrke og er utsatt for dannelse av sure salter, siden hovedlikevektene i løsningen er som følger: 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. La oss oppsummere. Sterke syrer er HClO 4, HClO 3, HBrO 4, HBrO 3, HJO 3. HClO, HClO2, HBrO, HBrO4, H5JO6 har sterke oksiderende egenskaper.

6. Salter av oksygenholdige syrer mer stabil enn syrer. Det er interessant at for metaller fra kaliumundergruppen er perklorater og periodater uløselige, og for rubidium er det også klorater, bromater og perbromater, selv om vanligvis alle salter av alkalimetaller er løselige. De fleste salter brytes ned ved oppvarming: KClO 4 = KCl + 2O 2. Kaliumklorat, som også kalles "Berthollets salt", blir uforholdsmessig ved oppvarming: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Hypokloritt oppfører seg også: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Hvis saltet inneholder urenheter, spesielt metalloksider, kan nedbrytningen delvis følge en annen vei. : 2KClO3 = 2KCl + 3O2. Når mangandioksid brukes som katalysator, blir denne banen den viktigste.

7. Redoksreaksjoner av oksohalogenatanioner. Salter dissosieres fullstendig i løsningen. Dette produserer oksohalogenatanioner - EO x -, som i nærvær av en negativ ladning er svakere oksidasjonsmidler enn syremolekyler. For eksempel kan hypoklorsyre oksidere sitt eget salt: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. I løsning viser salter merkbare oksiderende egenskaper bare i et surt miljø. Det er verdt å merke seg forholdsreaksjonene: 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. Ved oppvarming blir disse saltene sterke oksidasjonsmidler. Hele fyrstikk- og pyroteknisk industri er basert på reaksjoner bertholet salt, for eksempel: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 + 2Al = Al 2 O 3 + KCl. Komplekse likevekter fører til at oksygenholdige syrer av halogener og deres salter, som fungerer som oksidasjonsmidler, oftest reduseres til Hal -1.

8. Metoder for å produsere halogener. Fluor oppnås ved elektrolyse av smeltet kaliumhydrofluorid (KHF 2). I industrien oppnås klor ved elektrolyse av en løsning av natriumklorid eller saltsyre, i henhold til Deacon-metoden: 4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2 (ved oppvarming og bruk av CuCl 2 som katalysator), ved å reagere bleking kalk med saltsyre. I laboratoriet: ved å reagere konsentrert saltsyre med KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 eller MnO 2 ved oppvarming. Brom oppnås ved å erstatte det med klor fra sammensetningen av kalium eller natriumbromid, samt ved å oksidere bromider med konsentrert svovelsyre. Alle disse reaksjonene er allerede diskutert. Jod kan også fortrenges av klor eller brom fra jodidsammensetningen. Jodidanionet kan oksideres med mangandioksid i et surt miljø. Siden jodidanionet lett oksideres, er en lang rekke reaksjoner mulig her.

KOPPER.

Element med ordensnummer 29, relativ atommasse 63.545. Tilhører familien av d-elementer. I det periodiske systemet er det i periode IV, gruppe I, sekundær undergruppe. Struktur av det ytre elektroniske laget: 3d 10 4s 1. I grunntilstanden er d-subnivået fylt, men det er ikke stabilt nok, derfor i tillegg til oksidasjonstilstanden +1, som kan antas ut fra elektronisk struktur atom, kobber viser oksidasjonstilstander +2, til og med +3 og svært sjelden +4. Kobberatomets radius er ganske liten - 0,128 nm. Det er enda mindre enn radiusen til et litiumatom - 0,155 nm. Dets eneste 4s-elektron, når det er nærmere kjernen, faller under skjermen fra det ferdige 3d 10-skallet, noe som øker dets tiltrekning til kjernen, og samtidig ioniseringspotensialet. Derfor er kobber et inaktivt metall og kommer etter hydrogen i spenningsserien.

Fysiske egenskaper. Kobber er et mykt rødt metall, duktilt, tyktflytende og lett strukket inn i tråd. Den har høy termisk og elektrisk ledningsevne, som er nest etter gull og sølv.

Kjemiske egenskaper enkelt stoff. I tørr luft er kobber ganske inert, da det er dekket med en tynn film av en blanding av CuO og Cu 2 O, som gir overflaten en mørkere farge og hindrer ytterligere interaksjon med luftoksygen. I nærvær av betydelige mengder fuktighet og karbondioksid oppstår korrosjon, produktet av dette er grønt kobber(II)karbonat: 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3.

Over fortiden 200 år med menneskehet studerte egenskapene til stoffer bedre enn i hele historien om utviklingen av kjemi. Naturligvis vokser også antallet stoffer raskt. Dette skyldes først og fremst utviklingen av ulike metoder for å skaffe stoffer.

I hverdagen vi møter mange stoffer. Blant dem er vann, jern, aluminium, plast, brus, salt og mange andre.

Stoffer som finnes i naturen, som oksygen og nitrogen i luften, stoffer oppløst i vann og av naturlig opprinnelse, kalles naturlige stoffer.

Aluminium, sink, aceton, kalk, såpe, aspirin, polyetylen og mange andre stoffer finnes ikke i naturen. De er hentet i laboratoriet og produsert av industrien. Kunstige stoffer finnes ikke i naturen de er laget av naturlige stoffer. Noen stoffer som finnes i naturen kan også fås i et kjemisk laboratorium. Forskere har lært å gjøre grafitt om til diamant, de dyrker krystaller av rubin, safir og malakitt. Så, sammen med stoffer av naturlig opprinnelse, er det et stort antall kunstig opprettede stoffer som ikke finnes i naturen.

Stoffer som ikke finnes i naturen produseres i ulike virksomheter: fabrikker, fabrikker, skurtreskere osv.

I forhold med utmattelse naturressurser vår planet står kjemikere nå overfor en viktig oppgave: å utvikle og implementere metoder som gjør det kunstig mulig, i et laboratorium, eller industriell produksjon, få stoffer som er analoger av naturlige stoffer. For eksempel er reservene av fossilt brensel i naturen i ferd med å ta slutt.

Det kan komme en tid da olje og naturgass går tom. Allerede nå utvikles nye typer drivstoff som vil være like effektive, men som ikke vil forurense. miljø. I dag har menneskeheten lært å skaffe forskjellige edelstener kunstig, for eksempel diamanter, smaragder og beryller.

Materiens tilstand

Stoffer kan eksistere i flere aggregeringstilstander, hvorav tre er kjent for deg: fast, flytende, gassformig. For eksempel eksisterer vann i naturen i alle tre aggregeringstilstander: fast (i form av is og snø), flytende ( flytende vann) og gassformig (vanndamp). Det er kjente stoffer som ikke kan eksistere under normale forhold i alle tre aggregeringstilstander. For eksempel er et slikt stoff karbondioksid. Ved romtemperatur er det en luktfri og fargeløs gass. Ved en temperatur på –79°C dette stoffet "fryser" og blir til en fast aggregeringstilstand. Det daglige (trivielle) navnet på et slikt stoff er "tørris". Dette navnet er gitt til dette stoffet på grunn av det faktum at "tørris" blir til karbondioksid uten å smelte, det vil si uten å gå over til en flytende aggregeringstilstand, som for eksempel er til stede i vann.

Dermed kan en viktig konklusjon trekkes. Et stoff, når det går over fra en aggregeringstilstand til en annen, forvandles ikke til andre stoffer. Prosessen med en viss endring, transformasjon, kalles et fenomen.

Fysiske fenomener. Fysiske egenskaper til stoffer.

Fenomener der stoffer endrer sin aggregeringstilstand, men ikke omdannes til andre stoffer, kalles fysiske. Hvert enkelt stoff har visse egenskaper. Egenskapene til stoffer kan være forskjellige eller like hverandre. Hvert stoff er beskrevet ved hjelp av et sett med fysiske og kjemiske egenskaper. La oss ta vann som et eksempel. Vann fryser og blir til is ved en temperatur på 0°C, og koker og blir til damp ved en temperatur på +100°C.

Disse fenomenene betraktes som fysiske, siden vann ikke har blitt til andre stoffer, bare en endring i aggregeringstilstanden skjer. Disse fryse- og kokepunktene er fysiske egenskaper som er spesifikke for vann.

Egenskaper til stoffer som bestemmes ved målinger eller visuelt i fravær av transformasjon av noen stoffer til andre kalles fysiske Fordampning av alkohol, som fordampning av vann

– fysiske fenomener, stoffer i dette tilfellet endrer deres aggregeringstilstand. Etter eksperimentet kan du være sikker på at alkohol fordamper raskere enn vann - dette er de fysiske egenskapene til disse stoffene. De viktigste fysiske egenskapene til stoffer inkluderer følgende: aggregeringstilstand, farge, lukt, løselighet i vann, tetthet, kokepunkt, smeltepunkt, termisk ledningsevne, elektrisk ledningsevne. Fysiske egenskaper som farge, lukt, smak, krystallform kan bestemmes visuelt ved hjelp av sansene, og tetthet, elektrisk ledningsevne, smelte- og kokepunkt bestemmes ved måling. Informasjon om

fysiske egenskaper informasjon om mange stoffer er samlet i spesiallitteratur, for eksempel i oppslagsverk. De fysiske egenskapene til et stoff avhenger av dets aggregeringstilstand. For eksempel er tetthetene av is, vann og vanndamp forskjellige. Gassformig oksygen er fargeløst, men flytende oksygen er blått. Kunnskap om fysiske egenskaper bidrar til å "gjenkjenne" mange stoffer. For eksempel kopper- Det eneste metallet som er rødt i fargen. Bare bordsalt har en salt smak. Jod - Et nesten svart fast stoff som blir til en lilla damp ved oppvarming.

• I de fleste tilfeller, for å identifisere et stoff, må du vurdere flere av dets egenskaper.
• Som et eksempel, la oss karakterisere de fysiske egenskapene til vann:
• farge – fargeløs (i små volumer)
• lukt - ingen lukt
• aggregeringstilstand - væske under normale forhold
• tetthet - 1 g/ml,
• kokepunkt - +100 ° С
• smeltepunkt - 0 ° С

termisk ledningsevne – lav

elektrisk ledningsevne - rent vann leder ikke strøm Krystallinske og amorfe stoffer Det er vanlig å beskrive strukturen til et stoff. Hvis du undersøker en prøve av bordsalt under et forstørrelsesglass, vil du legge merke til at saltet består av mange bittesmå krystaller. I saltforekomster kan du også finne svært store krystaller. Krystaller er faste stoffer i form av vanlige polyeder. Krystaller kan ha forskjellige former og størrelser. Krystaller av visse stoffer, som bordsalt salt – skjør og lett å bryte. Det er krystaller som er ganske harde. For eksempel regnes diamant som et av de hardeste mineralene. Hvis du undersøker bordsaltkrystaller under et mikroskop, vil du legge merke til at de alle har en lignende struktur. Hvis vi vurderer for eksempel glasspartikler, vil de alle ha en annen struktur – slike stoffer kalles amorfe. Amorfe stoffer inkluderer glass, stivelse, rav og bivoks.

Amorfe stoffer er stoffer som ikke har en krystallinsk struktur

Kjemiske fenomener. Kjemisk reaksjon. Hvis kl fysiske fenomener stoffer endrer som regel bare aggregeringstilstanden, så under kjemiske fenomener skjer transformasjonen av noen stoffer til andre stoffer. Her er noen få: enkle eksempler brenning av en fyrstikk er ledsaget av forkulling av tre og frigjøring av gassformige stoffer, det vil si at det skjer en irreversibel transformasjon av tre til andre stoffer. Et annet eksempel: Over tid blir bronseskulpturer dekket med et grønt belegg. Faktum er at bronse inneholder kobber. Dette metallet reagerer sakte med oksygen, karbondioksid og luftfuktighet, som et resultat, dannes nye grønne stoffer på overflaten av skulpturen Kjemiske fenomener - fenomener med transformasjon av ett stoff til et annet Prosessen med interaksjon av stoffer med dannelse av nye stoffer kalles en kjemisk reaksjon. Kjemiske reaksjoner skjer overalt rundt oss. Kjemiske reaksjoner skjer også i oss selv. I kroppen vår skjer det kontinuerlig transformasjoner av mange stoffer med hverandre og danner reaksjonsprodukter. Altså i kjemisk reaksjon

• Det er alltid reagerende stoffer og stoffer dannet som følge av reaksjonen. Kjemisk reaksjon
• – prosessen med interaksjon av stoffer, som et resultat av at det dannes nye stoffer med nye egenskaper Reagenser
• - stoffer som inngår i en kjemisk reaksjon Produkter

– stoffer dannet som følge av en kjemisk reaksjon En kjemisk reaksjon er representert i generell form av et reaksjonsdiagram

• REAGENSER -> PRODUKTER- utgangsmaterialer tatt for å utføre reaksjonen;
• produkter– nye stoffer dannet som følge av en reaksjon.

Alle kjemiske fenomener (reaksjoner) er ledsaget av visse tegn, ved hjelp av hvilke kjemiske fenomener kan skilles fra fysiske. Slike tegn inkluderer endringer i fargen på stoffer, frigjøring av gass, dannelse av sediment, frigjøring av varme og utslipp av lys.

Mange kjemiske reaksjoner er ledsaget av frigjøring av energi i form av varme og lys. Som regel er slike fenomener ledsaget av forbrenningsreaksjoner. Ved forbrenningsreaksjoner i luft reagerer stoffer med oksygen i luften. For eksempel blusser metallet magnesium opp og brenner i luft med en lys, blendende flamme. Dette er grunnen til at magnesiumblits ble brukt til å lage fotografier i første halvdel av det tjuende århundre. I noen tilfeller er det mulig å frigjøre energi i form av lys, men uten å frigjøre varme. En type stillehavsplankton er i stand til å sende ut et sterkt blått lys, godt synlig i mørket. Frigjøring av energi i form av lys er et resultat av en kjemisk reaksjon som skjer i organismene til denne typen plankton.

Sammendrag av artikkelen:

• Det er to store grupper av stoffer: stoffer av naturlig og kunstig opprinnelse.
• Under normale forhold kan stoffer eksistere i tre aggregeringstilstander
• Egenskaper til stoffer som bestemmes ved målinger eller visuelt i fravær av transformasjon av noen stoffer til andre kalles fysiske
• Krystaller er faste stoffer i form av vanlige polyeder.
• Amorfe stoffer er stoffer som ikke har en krystallinsk struktur
• Kjemiske fenomener - fenomener med transformasjon av ett stoff til et annet
• Reagenser er stoffer som inngår i en kjemisk reaksjon.
• Produkter er stoffer som dannes som følge av en kjemisk reaksjon
• Kjemiske reaksjoner kan være ledsaget av frigjøring av gass, sediment, varme, lys; endring i farge på stoffer
• Forbrenning er en kompleks fysisk og kjemisk prosess for å omdanne utgangsstoffer til forbrenningsprodukter under en kjemisk reaksjon, ledsaget av intens frigjøring av varme og lys (flamme)