In den meisten Reaktionen wirkt Si als Reduktionsmittel:

Haupt Getreide

In den meisten Reaktionen wirkt Si als Reduktionsmittel:

Bei niedrigen Temperaturen ist Silizium chemisch inert, seine Reaktivität steigt beim Erwärmen dramatisch an.

1. Es interagiert mit Sauerstoff bei T oberhalb von 400 ° C:

Si + O₂ = SiO₂ Siliziumoxid

2. Es reagiert bereits bei Raumtemperatur mit Fluor:

Si + 2F₂ = SiF₄ Flint Tetrafluorid

3. Mit den restlichen Halogenen laufen die Reaktionen bei einer Temperatur von = 300 - 500 ° C ab

4. Mit Schwefeldampf bei 600 ° C bildet sich ein Disulfid:

5. Die Reaktion mit Stickstoff erfolgt oberhalb von 1000 ° C:

6. Bei einer Temperatur von 1150 ° C reagiert С mit Kohlenstoff:

Sio₂ + 3 С = Si С + 2 СО

Durch die Härte liegt Karborund nahe am Diamanten.

7. Silizium reagiert nicht direkt mit Wasserstoff.

8. Silizium ist beständig gegen Säuren. Interagiert nur mit einem Gemisch aus Salpetersäure und Flusssäure (Flusssäure):

9. reagiert mit Alkalilösungen unter Bildung von Silikaten und Freisetzung von Wasserstoff:

10. Die reduzierenden Eigenschaften von Silizium werden verwendet, um Metalle von ihren Oxiden zu trennen:

2MgO = Si = 2Mg + SiO₂

In Reaktionen mit Si-Metallen ist das Oxidationsmittel:

Silizium bildet Silizide mit S-Metallen und den meisten D-Metallen.

Die Zusammensetzung der Silizide dieses Metalls kann unterschiedlich sein. (Zum Beispiel FeSi und FeSi₂; Ni₂Si und NiSi₂.) Eines der bekanntesten Silizide ist Magnesiumsilizid, das durch direkte Wechselwirkung einfacher Substanzen erhalten werden kann:

Silan (Monosilan) SiH₄

Silane (Siliziumhydride) Si_nH_{2n + 2}, (vgl. Alkane) mit n = 1-8. Silane sind Analoga von Alkanen, unterscheiden sich von ihnen durch die Instabilität der Ketten-Si-Si-.

SiH-Monosilan₄ - farbloses Gas mit unangenehmem Geruch; in Ethanol gelöst, Benzin.

1. Zersetzung von Magnesiumsilizid mit Salzsäure: Mg₂Si + 4HCl = 2MgCl₂ + SiH₄

2. Reduktion von Si-Halogeniden mit Lithiumaluminiumhydrid: SiCl₄ + LiAlH₄ = SiH₄↑ + LiCl + AlCl₃

Silan ist ein starkes Reduktionsmittel.

1.SiH₄ es wird auch bei sehr niedrigen Temperaturen durch Sauerstoff oxidiert:

2. SiH₄ leicht hydrolysierbar, besonders in alkalischem Medium:

Siliziumoxid (IV) (Siliziumdioxid) SiO₂

Siliziumdioxid liegt in verschiedenen Formen vor: kristallin, amorph und glasartig. Die häufigste kristalline Form ist Quarz. Mit der Zerstörung von Quarzgestein bilden sich Quarzsande. Quarz-Einkristalle sind transparent, farblos (Bergkristall) oder gefärbt mit Unreinheiten in verschiedenen Farben (Amethyst, Achat, Jaspis usw.).

Amorphes SiO₂ kommt in Form des Opalminerals vor: Kieselgel besteht künstlich aus kolloidalen SiO-Partikeln₂ und ein sehr gutes Adsorbens. Glaskörper aus SiO₂ bekannt als Quarzglas.

Physikalische Eigenschaften

In SiO-Wasser₂ löst sich sehr wenig, in organischen Lösungsmitteln löst es sich auch praktisch nicht. Siliziumdioxid ist ein Dielektrikum.

Chemische Eigenschaften

1. SiO₂ - saures Oxid, daher löst sich amorphe Kieselsäure langsam in wässrigen Alkalilösungen auf:

2. SiO₂ interagiert auch beim Erhitzen mit basischen Oxiden:

3. Als nichtflüchtiges Oxid SiO₂ verdrängt Kohlendioxid aus Na₂CO₃ (während der Fusion):

4. Siliciumdioxid reagiert mit Flusssäure unter Bildung von Flusssäure H₂SiF₆:

5. Bei 250 - 400 ° C SiO₂ interagiert mit gasförmigem HF und F₂, Bildung von Tetrafluorsilan (Siliciumtetrafluorid):

Kieselsäure

- Orthokieselsäure H₄Sio₄;

- Metasilicinsäure (Kieselsäure) H₂Sio₃;

- Di- und Polykieselsäure.

Alle Kieselsäuren sind in Wasser wenig löslich und bilden leicht kolloidale Lösungen.

Wege zu erhalten

1. Abscheidung von Säuren aus Alkalisilikatlösungen:

2. Hydrolyse von Chlorsilanen: SiCl₄ + 4H₂O = H₄Sio₄ + 4HCl

Chemische Eigenschaften

Kieselsäuren sind sehr schwache Säuren (schwächer als Kohlensäure).

Wenn sie erhitzt werden, werden sie unter Bildung von Siliciumdioxid als Endprodukt dehydratisiert.

Silikate - Kieselsäuresalze

Da Kieselsäuren extrem schwach sind, werden ihre Salze in wässrigen Lösungen stark hydrolysiert:

Sio₃ 2- + H₂O = HSiO₃ - + OH - (alkalisches Medium)

Aus demselben Grund wird Kieselsäure aus diesen verdrängt, wenn Kohlendioxid durch Silikatlösungen geleitet wird:

Diese Reaktion kann als qualitative Reaktion auf Silicationen betrachtet werden.

Unter den Silikaten ist nur Na sehr löslich.₂Sio₃ und K₂Sio₃, die als lösliches Glas bezeichnet werden, und ihre wässerigen Lösungen sind flüssiges Glas.

Glas

Gewöhnliches Fensterglas hat eine Zusammensetzung aus Na₂O • CaO • 6SiO₂, es ist also eine Mischung aus Natrium- und Calciumsilicaten. Es wird durch Verschmelzen von Soda Na hergestellt₂CO₃, Kalkstein SASO₃ und sand sio₂;

Zement

Pulverbinder, der im Zusammenspiel mit Wasser eine plastische Masse bildet, die sich mit der Zeit in einen festen, steinartigen Körper verwandelt; Hauptbaumaterial.

Die chemische Zusammensetzung des häufigsten Portlandzements (in Massen-%) beträgt 20–23% SiO₂; 62 - 76% CaO; 4 - 7% Al₂O₃; 2-5% Fe₂O₃; 1-5% MgO.

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

Die Antwort

Platin-Knochen

Zunächst reagiert Silizium mit Natriumhydroxid, jedoch unter einer sehr wichtigen Bedingung: Wenn Natriumhydroxid vollständig konzentriert ist! Reaktion:

Es gibt eine zweite Reaktion, auch wenn Natriumhydroxid verdünnt wird! Unter Bedingungen: Heizung. Wasser nimmt an der Reaktion teil:

Zweitens: Silizium reagiert niemals mit verdünnter Schwefelsäure! Da in diesem Fall Schwefelsäure (dec.) Kein Oxidationsmittel ist, können daher nur chemisch aktive Nichtmetalle wechselwirken, es kann sich um Halogene handeln.

Drittens: Ja! Und hier ist Schwefelsäure (conc.) Ein anständiges Oxidationsmittel! Und es oxidiert Silizium zu einem maximalen Oxidationszustand von +4, während Silizium als Reduktionsmittel wirkt und den Schwefelgehalt auf +4 zurückstellt. Reaktion:

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http://znanija.com/task/428966

SiO 2 + H 2 SO 4 =? Reaktionsgleichung

Schreiben Sie die Reaktionsgleichung zwischen Siliziumdioxid und Schwefelsäure (SiO2 + H2SO4 =?). Kann man sogar zwischen diesen Substanzen interagieren? Geben Sie eine kurze Beschreibung des Oxids von Silizium (IV): Geben Sie seine grundlegenden physikalischen und chemischen Eigenschaften sowie die Herstellungsverfahren an.

Kristallines Siliciumdioxid kommt in der Natur hauptsächlich in Form eines Quarzminerals vor. Transparente, farblose Quarzkristalle mit der Form von hexagonalen Prismen mit hexagonalen Pyramiden an den Enden werden Bergkristall genannt. Bergkristall, der mit Unreinheiten in Flieder gefärbt ist, wird Amethyst genannt, und in bräunlichem Zustand heißt er Rauchtopas.
Kristallines Siliciumdioxid ist sehr fest, unlöslich in Wasser und schmilzt um sich herum zu einer farblosen Flüssigkeit auf. Durch Abkühlen dieser Flüssigkeit wird eine transparente glasartige Masse aus amorphem Siliciumdioxid erhalten, die Glas ähnlich sieht.
Siliziumdioxid ist ein Säureoxid und reagiert daher nicht mit Säuren, d.h. schreibe die Reaktionsgleichung für das Schema [SiO2 + H2SO4 =?] unmöglich. Es entspricht schwach löslichen Kieselsäuren in Wasser. Sie können durch die allgemeine Formel dargestellt werden.
Reagiert nicht mit Säuren (außer Flusssäure), Ammoniakhydrat; aus Halogenen reagiert nur mit Fluor. Es zeigt saure Eigenschaften, reagiert mit Alkalien in Lösung und während des Schmelzvorgangs. Es ist leicht fluoriert und chloriert, es wird durch Kohlenstoff und typische Metalle gewonnen. Interagiert nicht mit Sauerstoff. Es ist in der Natur in Form von Quarz weit verbreitet (es gibt viele mit Unreinheiten gefärbte Sorten).

Die Kieselsäuresalze - Silikate - sind meist nicht wasserlöslich; Nur Natrium- und Kaliumsilikate sind löslich. Sie werden durch Verschmelzen von Siliziumdioxid mit Ätzalkali oder Kalium- und Natriumcarbonaten erhalten, zum Beispiel:

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http://ru.solverbook.com/question/sio2-h2so4-uravnenie-reakcii/

Chemische Eigenschaften von Silizium

Der Inhalt

Allgemeine Artikelbeschreibung
Reaktionen mit Nichtmetallen
Wechselwirkung mit Metallen
Reaktionen mit komplexen Substanzen
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Allgemeine Artikelbeschreibung

Silizium befindet sich in der vierten Gruppe und in der dritten Periode des Periodensystems. Der Kern des Siliciumatoms hat eine positive Ladung von +14. Um den Kern bewegen sich 14 negativ geladene Elektronen.

Ein Atom kann aufgrund der freien d-Subebene in den angeregten Zustand gehen. Daher weist das Element zwei positive Oxidationszustände (+2 und +4) und einen negativen (-4) auf. Elektronische Konfiguration - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2.

Abb. 1. Die Struktur des Siliciumatoms

Silizium ist ein empfindlicher Halbleiter mit hohen Platten- und Siedetemperaturen. Relativ leichtes Nichtmetall: Die Dichte beträgt 2,33 g / cm 3.

Reines Silizium wird nicht gefunden. Ein Teil des Sandes, Quarzes, Achats, Amethysts und anderer Gesteine.

Reaktionen mit Nichtmetallen

In Wechselwirkung mit Nichtmetallen zeigt Silizium reduzierende Eigenschaften - es gibt Elektronen ab. Reaktionen sind nur bei starker Erwärmung möglich. Unter normalen Bedingungen reagiert Silizium nur mit Fluor. Reaktionen mit basischen Nichtmetallen sind in der Tabelle angegeben.

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

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Siliziumchemie

Silizium

Position im Periodensystem der chemischen Elemente

Silizium befindet sich in der Hauptuntergruppe der Gruppe IV (oder in der modernen Form der PSCE in der Gruppe 14) und in der dritten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente D.I. Mendeleev

Elektronische Struktur von Silizium

Die elektronische Konfiguration von Silizium im Grundzustand:

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

Elektronische Konfiguration von Silizium im angeregten Zustand:

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

Das Siliziumatom enthält auf der äußeren Energieebene 2 ungepaarte Elektronen und ein ungeteiltes Elektronenpaar im Grundenergiezustand und 4 ungepaarte Elektronen im angeregten Energiezustand.

Der Oxidationszustand des Siliciumatoms liegt zwischen -4 und +4. Typische Oxidationszustände sind -4, 0, +2, +4.

Physikalische Eigenschaften, Verfahren zum Erhalt und in der Natur von Silizium

Silizium ist nach Sauerstoff das zweithäufigste Element auf der Erde. Es wird nur in Form von Verbindungen gefunden. SiO-Siliciumdioxid₂ bildet eine große Anzahl natürlicher Substanzen - Bergkristall, Quarz, Silica.

Eine einfache Substanz Silizium - ein Atomkristall von dunkelgrauer Farbe mit metallischem Glanz, ziemlich zerbrechlich. Schmelzpunkt 1415 ° C, Dichte 2,33 g / cm 3. Halbleiter

Qualitative Reaktionen

Hochwertige Reaktion auf Silikationen SiO₃ 2 - Wechselwirkung von Silicatsalzen mit starken Säuren. Kieselsäure ist schwach. Es wird leicht aus Lösungen von Kieselsäuresalzen unter Einwirkung stärkerer Säuren freigesetzt.

Wenn zum Beispiel eine stark verdünnte Salzsäurelösung zu einer Natriumsilicatlösung gegeben wird, wird Kieselsäure nicht als Niederschlag, sondern als Gel freigesetzt. Die Lösung wird trüb und "härten".

Na₂Sio₃ + 2HCl = H₂Sio₃ + 2 NaCl

Das Videoerlebnis der Wechselwirkung von Natriumsilikat mit Salzsäure (Herstellung von Kieselsäure) kann hier angesehen werden.

Siliciumverbindungen

Die Hauptoxidationsstufen von Silizium sind +4, 0 und -4.

http://chemege.ru/silicium/

Siliziumoxid (IV)

In der Natur:

Sio₂ - Quarz, Bergkristall, Amethyst, Achat, Jaspis, Opal, Kieselgel (der Hauptteil des Sandes)
Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - Kaolinit (der Hauptteil des Tons)
K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - Orthoklas (Feldspat)

Physikalische Eigenschaften
Feste, feuerfeste Substanz, t ° pl. = 1728 ° C, t ° kip. = 2590 ° C, Atomkristallgitter.

Chemische Eigenschaften von Siliziumoxid

Sio₂ - Säureoxid, entspricht Kieselsäure H₂Sio₃
1) Während der Fusion interagiert es mit basischen Oxiden, Alkalien sowie mit Carbonaten von Alkali- und Erdalkalimetallen unter Bildung von Salzen und Silikaten:

2) Reagiert nicht mit Wasser

3) mit Flusssäure (Hexafluorokieselsäure):
Sio₂ + 4HF → SiF₄+ 2H₂O
Sio₂ + 6HF → H₂[SiF₆] + 2H₂O
(Reaktionen liegen dem Glasätzprozess zugrunde)

Oxidative Reduktionsreaktionen

Wechselwirkung mit Metallen

Bei Temperaturen über 1000 ° C reagiert es mit aktiven Metallen.
Dies produziert Silizium:

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

Silizium (Si)

Siliziumverbindungen:

In seiner reinen Form wurde Silizium erstmals im Jahr 1811 isoliert (Französisch J.-L. Gay-Lussac und L. J. Tenard). Reines elementares Silizium wurde 1825 erhalten (Schweden J. Y. Berzelius). Der Name "Silizium" (übersetzt aus dem Altgriechischen als "Berg") erhielt das chemische Element 1834 (vom russischen Chemiker G. I. Hess).

Silizium ist das häufigste chemische Element (nach Sauerstoff) auf der Erde (der Gehalt in der Erdkruste beträgt 28-29 Gew.-%). In der Natur ist Silizium am häufigsten in Form von Siliciumdioxid (Sand, Quarz, Flint, Feldspat) sowie in Silikaten und Alumosilicaten vorhanden. Silizium ist in seiner reinen Form äußerst selten. Viele natürliche Silikate in ihrer reinen Form sind Edelsteine: Smaragd, Topas, Aquamarin - alles Silizium. Reines kristallines Siliciumdioxid (IV) wird in Form von Bergkristall und Quarz gefunden. Siliziumoxid, in dem verschiedene Verunreinigungen vorhanden sind, bildet Edelsteine und Halbedelsteine - Amethyst, Achat, Jaspis.

Abb. Die Struktur des Siliciumatoms.

Die Elektronenkonfiguration von Silizium ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (siehe Elektronische Struktur von Atomen). Auf dem äußeren Energieniveau hat Silizium 4 Elektronen: 2 gepaart auf der 3s-Subebene + 2 ungepaart bei p-Orbitalen. Wenn das Siliziumatom in den angeregten Zustand übergeht, "verlässt" ein Elektron von der s-Subebene sein Paar und gelangt zur p-Subebene, wo sich ein freies Orbital befindet. Somit nimmt die Elektronenkonfiguration des Siliciumatoms im angeregten Zustand die folgende Form an: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.

Abb. Der Übergang des Siliciumatoms in den angeregten Zustand.

Daher kann Silizium in Verbindungen die Valenz 4 (am häufigsten) oder 2 (siehe Valency) aufweisen. Silizium (wie auch Kohlenstoff), das mit anderen Elementen reagiert, bildet chemische Bindungen, in denen es seine Elektronen aufgeben und annehmen kann, gleichzeitig ist jedoch die Fähigkeit, Elektronen von Siliziumatomen anzunehmen, weniger ausgeprägt als die von Kohlenstoffatomen größeres Siliziumatom.

Der Oxidationsgrad von Silizium:

-4: SiH₄ (Silan) Ca₂Si, Mg₂Si (Metallsilikate);
+4 - das stabilste: SiO₂ (Siliziumoxid), H₂Sio₃ (Kieselsäure), Silikate und Siliziumhalogenide;
0: Si (einfache Substanz)

Silizium als einfache Substanz

Silizium ist eine dunkelgraue kristalline Substanz mit metallischem Glanz. Kristallines Silizium ist ein Halbleiter.

Silizium bildet nur eine allotrope Modifikation, ähnlich wie Diamant, aber nicht so stark, da Si-Si-Bindungen nicht so stark sind wie in einem Diamantkohlenstoffmolekül (siehe Diamant).

Amorphes Silizium ist ein braunes Pulver mit einem Schmelzpunkt von 1420 ° C.

Kristallines Silizium wird aus amorphem durch Umkristallisation erhalten. Im Gegensatz zu amorphem Silizium, einer ziemlich aktiven Chemikalie, ist kristallines Silizium hinsichtlich der Wechselwirkung mit anderen Substanzen inerter.

Die Struktur des Kristallgitters von Silizium wiederholt die Struktur des Diamanten. Jedes Atom ist von vier anderen Atomen umgeben, die sich an den Ecken des Tetraeders befinden. Atome binden sich mit kovalenten Bindungen, die nicht so stark sind wie Kohlenstoffbindungen in Diamant. Aus diesem Grund auch bei n. Einige kovalente Bindungen im kristallinen Silizium werden zerstört, wodurch Elektronen freigesetzt werden, wodurch Silizium eine geringe elektrische Leitfähigkeit besitzt. Beim Erwärmen des Siliziums im Licht oder unter Zusatz einiger Verunreinigungen steigt die Anzahl der abgebrochenen kovalenten Bindungen an, wodurch die Anzahl der freien Elektronen zunimmt und folglich auch die elektrische Leitfähigkeit von Silizium steigt.

Chemische Eigenschaften von Silizium

Silizium kann wie Kohlenstoff sowohl Reduktionsmittel als auch Oxidationsmittel sein, abhängig von der Substanz, mit der es reagiert.

Wenn n. Silizium interagiert nur mit Fluor, was durch ein ausreichend starkes Siliziumkristallgitter erklärt wird.

Silizium reagiert bei Temperaturen über 400 ° C mit Chlor und Brom.

Silizium interagiert nur bei sehr hohen Temperaturen mit Kohlenstoff und Stickstoff.

In Reaktionen mit Nichtmetallen wirkt Silizium als Reduktionsmittel:
- unter normalen Bedingungen von Nichtmetallen reagiert Silizium nur mit Fluor und bildet ein Siliziumhalogenid:
  Si + 2F₂ = SiF₄
- Bei hohen Temperaturen reagiert Silizium mit Chlor (400 ° C), Sauerstoff (600 ° C), Stickstoff (1000 ° C), Kohlenstoff (2000 ° C):
  - Si + 2Cl₂ = SiCl₄ - Siliciumhalogenid;
  - Si + O₂ = SiO₂ - Siliziumoxid;
  - 3Si + 2N₂ = Si₃N₄ - Siliziumnitrid;
  - Si + C = SiC - Carborundum (Siliciumcarbid)
In Reaktionen mit Metallen ist Silizium ein Oxidationsmittel (Salizide werden gebildet:
Si + 2 mg = Mg₂Si
In Reaktionen mit konzentrierten Alkalilösungen reagiert Silizium mit Wasserstoffentwicklung und bildet lösliche Salze der Kieselsäure (Silikate):
Si + 2NaOH + H₂O = Na₂Sio₃ + 2H₂↑
Silizium reagiert nicht mit Säuren (außer HF).

Vorbereitung und Verwendung von Silizium

Empfangen von Silizium:

im Labor - aus Kieselsäure (Aluminiumtherapie):
3SiO₂ + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃
in der Industrie durch Reduzieren von Siliziumoxid mit Koks (technisch reines Silizium) bei hoher Temperatur:
Sio₂ + 2C = Si + 2CO
das reinste Silizium wird durch Reduktion von Siliziumtetrachlorid mit Wasserstoff (Zink) bei hoher Temperatur erhalten:
SiCl₄+2H₂ = Si + 4HCl

Silicon-Anwendung:

Herstellung von Halbleiter-Funkelementen;
als metallurgische Zusätze bei der Herstellung hitzebeständiger und säurebeständiger Verbindungen;
bei der Herstellung von Solarzellen für Solarzellen;
als Wechselrichter

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Silizium plus Schwefel

Unter normalen Bedingungen ist Silizium eher inert, was durch die Stärke seines Kristallgitters erklärt wird, es tritt nur direkt mit Fluor in Wechselwirkung und zeigt gleichzeitig reduzierende Eigenschaften:

Beim Erhitzen auf 400–600 ° C reagiert es mit Chlor:

Wechselwirkung mit Sauerstoff

Das zerkleinerte Silizium reagiert mit Sauerstoff, wenn es auf 400–600 ° C erhitzt wird:

Wechselwirkung mit anderen Nichtmetallen

Bei sehr hohen Temperaturen um 2000 ° C reagiert es mit Kohlenstoff:

Bei 1000 ° C reagiert es mit Stickstoff:

Wechselwirkung mit Wasserstoff nicht.

Wechselwirkung mit Halogenwasserstoffen

Es reagiert unter normalen Bedingungen mit Fluorwasserstoff:

mit Chlorwasserstoff - bei 300 ° C, mit Bromwasserstoff - bei 500 ° C

Wechselwirkung mit Metallen

Oxidative Eigenschaften für Silizium sind weniger charakteristisch, aber sie manifestieren sich in Reaktionen mit Metallen und bilden Silizide:

Wechselwirkung mit Säuren

Silizium ist beständig gegen Säuren, in saurer Umgebung ist es mit einem unlöslichen Oxidfilm bedeckt und passiviert. Silizium interagiert nur mit einer Mischung aus Flusssäure und Salpetersäure:

Alkali-Interaktion

Es wird in Alkalien gelöst und bildet Silikat und Wasserstoff:

Bekommen

Reduktion von Magnesiumoxid oder Aluminium:

Sio₂ + 2Mg = Si + 2MgO;

Koksreduzierung in Elektroöfen:

Sio₂ + 2C = Si + 2CO.

In diesem Prozess ist Silizium ziemlich stark mit Siliziumkarbiden verunreinigt.

Das reinste Silizium wird durch Reduktion von Siliziumtetrachlorid mit Wasserstoff bei 1200 ° C erhalten.

Auch reines Silizium wird durch thermische Zersetzung von Silan erhalten:

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

Chemische Eigenschaften einfacher nichtmetallischer Substanzen: Wasserstoff, Sauerstoff, Halogene, Schwefel, Stickstoff, Phosphor, Kohlenstoff, Silizium

Wasserstoff

Das chemische Element Wasserstoff nimmt im D.I.-Periodensystem eine Sonderstellung ein. Mendeleev Entsprechend der Anzahl der Valenzelektronen ist die Fähigkeit zur Bildung eines hydratisierten H + -Ions in Lösungen ähnlich wie bei Alkalimetallen und sollte in Gruppe I platziert werden. Entsprechend der Anzahl der Elektronen, die zur Vervollständigung der äußeren Elektronenhülle benötigt werden, sollte der Wert der Ionisierungsenergie, die Fähigkeit, einen negativen Oxidationszustand zu zeigen, der Wasserstoff mit kleinem Atomradius in die VII-Gruppe des Periodensystems gestellt werden. Daher ist die Platzierung von Wasserstoff in einer bestimmten Gruppe des Periodensystems weitgehend willkürlich, wird jedoch in den meisten Fällen in die VII-Gruppe gestellt.

Wasserstoffelektronische Formel 1s 1. Das einzige Valenzelektron befindet sich direkt im Wirkungsbereich des Atomkerns. Die Einfachheit der Elektronenkonfiguration von Wasserstoff bedeutet nicht, dass die chemischen Eigenschaften dieses Elements einfach sind. Im Gegenteil, die Wasserstoffchemie unterscheidet sich stark von der Chemie anderer Elemente. Wasserstoff in seinen Verbindungen kann Oxidationsstufen +1 und -1 zeigen.

Es gibt eine Vielzahl von Methoden zur Herstellung von Wasserstoff. Im Labor wird es durch die Wechselwirkung bestimmter Metalle mit Säuren erhalten, zum Beispiel:

Wasserstoff kann durch Elektrolyse wässriger Lösungen von Schwefelsäure oder Alkali erhalten werden. Wenn dies geschieht, erfolgt der Prozess der Wasserstoffentwicklung an der Kathode und des Sauerstoffs an der Anode.

In der Industrie wird Wasserstoff hauptsächlich aus natürlichen und zugehörigen Gasen, Vergasungsprodukten von Brennstoffen und Koksofengas hergestellt.

Einfache Substanz Wasserstoff, H₂, Es ist ein brennbares Gas ohne Farbe oder Geruch. Siedepunkt –252,8 ° C Wasserstoff ist 14,5-mal leichter als Luft und in Wasser wenig löslich.

Wasserstoffmolekül ist stabil und hat große Stärke. Aufgrund der hohen Dissoziationsenergie erfolgt der Abbau von H-Molekülen₂ Atome treten nur bei Temperaturen oberhalb von 2000 ° C merklich auf.

Für Wasserstoff sind positive und negative Oxidationsgrade möglich, daher kann Wasserstoff in chemischen Reaktionen sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen. In den Fällen, in denen Wasserstoff als Oxidationsmittel wirkt, verhält es sich wie Halogene und bildet hydridartige Hydride (Hydride werden als Gruppe chemischer Verbindungen von Wasserstoff mit Metallen bezeichnet und sind weniger elektronegativ als er).

Wasserstoff ist den Halogenen hinsichtlich der oxidativen Aktivität deutlich unterlegen. Daher zeigen nur Hydride von Alkali- und Erdalkalimetallen ionischen Charakter. Ionische sowie komplexe Hydride sind beispielsweise starke Reduktionsmittel. Sie werden häufig in chemischen Synthesen eingesetzt.

In den meisten Reaktionen verhält sich Wasserstoff als Reduktionsmittel. Unter normalen Bedingungen tritt Wasserstoff nicht mit Sauerstoff in Wechselwirkung, aber wenn er gezündet wird, verläuft die Reaktion mit einer Explosion:

Eine Mischung aus zwei Volumina Wasserstoff und einem Volumen Sauerstoff wird Sprenggas genannt. Bei kontrollierter Verbrennung wird viel Wärme freigesetzt und die Temperatur der Wasserstoff-Sauerstoff-Flamme erreicht 3000 ° C.

Die Reaktion mit Halogenen verläuft in Abhängigkeit von der Art des Halogens unterschiedlich:

Bei Fluor geht eine solche Reaktion auch bei tiefen Temperaturen mit einer Explosion einher. Mit Chlor im Licht verläuft die Reaktion auch mit einer Explosion. Bei Brom ist die Reaktion viel langsamer, und bei Jod ist das Ende auch bei hohen Temperaturen nicht zu Ende. Der Mechanismus dieser Reaktionen ist radikal.

Bei erhöhten Temperaturen interagiert Wasserstoff mit Elementen der Gruppe VI - Schwefel, Selen, Tellur, zum Beispiel:

Die Reaktion von Wasserstoff mit Stickstoff ist sehr wichtig. Diese Reaktion ist reversibel. Verschiebung des Gleichgewichts in Richtung der Bildung von Ammoniak unter erhöhtem Druck. In der Industrie wird dieses Verfahren bei einer Temperatur von 450–500 ° C und einem Druck von 30 MPa in Gegenwart verschiedener Katalysatoren durchgeführt:

Wasserstoff reduziert viele Metalle aus Oxiden, zum Beispiel:

Diese Reaktion wird verwendet, um einige reine Metalle herzustellen.

Eine große Rolle spielen die Reaktionen der Hydrierung organischer Verbindungen, die sowohl in der Laborpraxis als auch in der industriellen organischen Synthese weit verbreitet sind.

Die Verringerung der natürlichen Kohlenwasserstoffquellen und die Umweltverschmutzung durch Verbrennungsprodukte von Kraftstoff erhöhen das Interesse an Wasserstoff als umweltfreundlichem Kraftstoff. Wasserstoff wird in der Energiewirtschaft der Zukunft wahrscheinlich eine wichtige Rolle spielen.

Gegenwärtig wird Wasserstoff in der Industrie häufig für die Synthese von Ammoniak, Methanol, die Hydrierung von festen und flüssigen Brennstoffen, für die organische Synthese, für das Schweißen und Schneiden von Metallen usw. verwendet.

Wasser H₂O, Wasserstoffoxid, ist die wichtigste chemische Verbindung. Unter normalen Bedingungen ist Wasser eine farblose Flüssigkeit, geruchs- und geschmacksneutral. Wasser - die häufigste Substanz auf der Erdoberfläche. Im menschlichen Körper enthält 63-68% Wasser.

Wasser ist eine stabile Verbindung, deren Zersetzung in Sauerstoff und Wasserstoff nur unter Einwirkung von Gleichstrom oder bei einer Temperatur von etwa 2000 ° C erfolgt:

Wasser interagiert direkt mit Metallen, die sich in der Reihe elektronischer Standardpotenziale bis hin zu Wasserstoff befinden. Die Reaktionsprodukte können je nach Art des Metalls die entsprechenden Hydroxide und Oxide sein. Die Reaktionsgeschwindigkeit hängt auch von der Art des Metalls ab. So reagiert Natrium bei Raumtemperatur mit Wasser, die Reaktion wird von der Freisetzung einer großen Wärmemenge begleitet; Eisen reagiert mit Wasser bei einer Temperatur von 800 ° C

Wasser kann mit vielen Nichtmetallen reagieren. Wasser interagiert unter normalen Bedingungen reversibel mit Chlor:

Bei erhöhten Temperaturen interagiert Wasser mit Kohle, um ein sogenanntes Synthesegas zu bilden - ein Gemisch aus Kohlenmonoxid (II) und Wasserstoff:

Unter normalen Bedingungen reagiert Wasser mit vielen basischen und sauren Oxiden unter Bildung von Basen bzw. Säuren:

Die Reaktion ist zu Ende, wenn die entsprechende Base oder Säure in Wasser löslich ist.

Sauerstoff

Das chemische Element Sauerstoff befindet sich in der 2. Periode der VIA-Untergruppe. Seine elektronische Formel lautet 1s 2 2s 2 2p 4. Eine einfache Substanz ist Sauerstoff - ein Gas ohne Farbe und Geruch, es ist in Wasser wenig löslich. Starkes Oxidationsmittel. Seine charakteristischen chemischen Eigenschaften sind:

Reaktionen einfacher und komplexer Substanzen mit Sauerstoff gehen häufig mit der Freisetzung von Wärme und Licht einher. Solche Reaktionen werden Verbrennungsreaktionen genannt.

Sauerstoff wird in nahezu allen Bereichen der chemischen Industrie eingesetzt: zur Herstellung von Eisen und Stahl, zur Herstellung von Salpetersäure und Schwefelsäure. In den Prozessen der Wärmeenergie wird eine große Menge Sauerstoff verbraucht.

In den letzten Jahren ist das Problem der Sauerstoffspeicherung in der Atmosphäre akuter geworden. Bis heute ist die einzige Quelle, die die Luftsauerstoffreserven auffüllt, die lebenswichtige Aktivität grüner Pflanzen.

Halogene

Gruppe VII enthält Fluor, Chlor, Brom, Jod und Astat. Diese Elemente werden auch als Halogene bezeichnet (in der Übersetzung - dadurch entstehen Salze).

Auf dem äußeren Energieniveau aller dieser Elemente gibt es 7 Elektronen (Konfigurationen ns 2 np 5), die charakteristischsten Oxidationszustände sind –1, +1, +5 und +7 (außer für Fluor).

Atome aller Halogene bilden einfache Substanzen der Zusammensetzung Hal₂.

Halogene sind typische Nichtmetalle. Während des Übergangs von Fluor zu Astatin tritt eine Zunahme des Radius des Atoms auf, die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen ab, die Oxidationseigenschaften nehmen ab und die Reduktionseigenschaften nehmen zu.

Die physikalischen Eigenschaften von Halogenen sind in Tabelle 8 gezeigt.

Chemisch sind Halogene sehr aktiv. Ihre Reaktivität nimmt mit zunehmender Sequenzzahl ab. Nachfolgend sind einige der typischen Reaktionen am Beispiel von Chlor aufgeführt:

Wasserstoffverbindungen von Halogenen - Halogenwasserstoffe haben die allgemeine Formel HHal. Ihre wässerigen Lösungen sind Säuren, deren Stärke von HF zu HI zunimmt.

Halogensäuren (mit Ausnahme von HF) können mit starken Oxidationsmitteln wie KMnO reagieren₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, Cro₃ und andere unter Bildung von Halogenen:

Halogene bilden eine Reihe von Oxiden, beispielsweise für Chlor, saure Oxide von Cl sind bekannt.₂O Clo₂, Clo₃, Cl₂O₇. Alle diese Verbindungen werden durch indirekte Methoden erhalten. Sie sind starke Oxidationsmittel und explosive Substanzen.

Das stabilste Chloroxid ist Cl₂O₇. Chloroxide reagieren leicht mit Wasser unter Bildung von sauerstoffhaltigen Säuren: unterchloriges HClO, Chlorid HClO₂, Chlorwasserstoff HClO₃ und Chlorwasserstoff HClO₄, zum beispiel:

In der Industrie wird Brom durch Verdrängung von Chlor aus Bromiden und in der Laborpraxis durch Oxidation von Bromiden gewonnen:

Die einfache Substanz Brom ist ein starkes Oxidationsmittel. Es reagiert leicht mit vielen einfachen Substanzen und bildet Bromide. verdrängt Jod von Jodiden.

Einfache Substanz Jod, ich₂, ist ein Schwarzes mit einem metallischen Glanzkristallen, die sublimiert werden, dh unter Dampf gehen und den flüssigen Zustand umgehen. Jod ist in Wasser wenig löslich, aber in einigen organischen Lösungsmitteln (Alkohol, Benzol usw.) ziemlich löslich.

Jod ist ein ziemlich starkes Oxidationsmittel, das eine Reihe von Metallen und einige Nichtmetalle oxidieren kann.

Das chemische Element Schwefel befindet sich in der 3. Periode der VIA-Untergruppe. Seine elektronische Formel lautet 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Eine einfache Substanz ist Schwefel - ein gelbes Nichtmetall. Es existiert in zwei allotropen Modifikationen: rhombisch und monoklin und in amorpher Form (plastischer Schwefel). Zeigt sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften. Disproportionierungsreaktionen sind möglich. Seine charakteristischen chemischen Eigenschaften sind:

Schwefel bildet eine flüchtige Wasserstoffverbindung - Schwefelwasserstoff. Ihre wässrige Lösung ist eine schwache zweibasische Säure. Schwefelwasserstoff ist auch durch reduzierende Eigenschaften gekennzeichnet:

Schwefel bildet zwei saure Oxide: Schwefel (IV) oxid SO₂ und Schwefeloxid (VI) SO₃. Die erste entspricht einer schwachen Schwefelsäure H, die nur in Lösung vorliegt.₂SO₃; die zweite ist starke zweibasische Schwefelsäure H₂SO₄. Konzentrierte Schwefelsäure zeigt starke oxidierende Eigenschaften. Nachfolgend sind typische Reaktionen für diese Verbindungen aufgeführt:

Schwefelsäure wird in der Industrie in großen Mengen produziert. Alle industriellen Verfahren zur Herstellung von Schwefelsäure basieren auf der anfänglichen Herstellung von Schwefeloxid (IV), seiner Oxidation zu Schwefeloxid (VI) und der Wechselwirkung von letzterem mit Wasser.

Das chemische Element Stickstoff ist in der 2. Periode, Gruppe V, die Hauptuntergruppe des DI-Periodensystems. Mendeleev Seine elektronische Formel lautet 1s 2 2s 2 2p 3. In seinen Verbindungen weist Stickstoff Oxidationszustände von –3, –2, + 1, + 2, +3, +4, +5 auf.

Einfacher Substanzstickstoff ist ein farbloses, geruchloses Gas, das in Wasser schlecht löslich ist. Typisch nichtmetallisch. Unter normalen Bedingungen chemisch wenig aktiv. Beim Erhitzen tritt Redoxreaktionen ein.

Stickstoff bildet Oxide der Zusammensetzung N₂O, NEIN, N₂O₃, NEIN₂, N₂O₄, N₂O₅. In diesem Fall ist N₂O, NO sind nicht-salzbildende Oxide, die durch Redoxreaktionen gekennzeichnet sind; N₂O₃, NEIN₂, N₂O₄, N₂O₅ - salzbildende Säureoxide, die auch für Redoxreaktionen einschließlich Disproportionierungsreaktionen charakteristisch sind.

Chemische Eigenschaften von Stickoxiden:

Stickstoff bildet eine flüchtige Wasserstoffverbindung von NH₃, Ammoniak Unter normalen Bedingungen ist es ein farbloses Gas mit einem charakteristischen starken Geruch. Siedepunkt –33,7 ° C, Schmelzpunkt –77,8 ° C Ammoniak ist in Wasser gut löslich (700 Volumina NH₃ 1 Volumen Wasser bei 20 ° C) und eine Reihe organischer Lösungsmittel (Alkohol, Aceton, Chloroform, Benzol).

Chemische Eigenschaften von Ammoniak:

Stickstoff bildet salpetrige Säure HNO₂ (In freier Form ist es nur in einer Gasphase oder in Lösungen bekannt). Dies ist eine schwache Säure, ihre Salze werden Nitrite genannt.

Darüber hinaus bildet Stickstoff eine sehr starke Salpetersäure HNO₃. Eine Besonderheit von Salpetersäure ist, dass ihre Reduktionsreaktionen mit Metallen keinen Wasserstoff abgeben, sondern verschiedene Stickstoffoxide oder Ammoniumsalze bilden, zum Beispiel:

In Reaktionen mit Nichtmetallen verhält sich konzentrierte Salpetersäure als starkes Oxidationsmittel:

Salpetersäure kann auch Sulfide, Iodide usw. oxidieren:

Wir betonen noch einmal. Schreiben Sie die Gleichungen von Redoxreaktionen mit HNO₃ normalerweise bedingt. Sie geben in der Regel nur das Produkt an, das in größeren Mengen gebildet wird. In einigen dieser Reaktionen wurde Wasserstoff als Reduktionsprodukt nachgewiesen (Reaktion von verdünntem HNO₃ mit Mg und Mn).

Salpetersäuresalze werden Nitrate genannt. Alle Nitrate sind gut wasserlöslich. Nitrate sind thermisch instabil und zersetzen sich beim Erhitzen leicht.

Sonderfälle der Zersetzung von Ammoniumnitrat:

Allgemeine Muster der thermischen Zersetzung von Nitraten:

Phosphor

Das chemische Element Phosphor befindet sich in der 3. Periode, Gruppe V, der Hauptuntergruppe des Periodensystems D.I. Mendeleev Seine elektronische Formel lautet 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Einfache Substanz Phosphor liegt in Form verschiedener allotroper Modifikationen (Allotropiezusammensetzung) vor. Weißer Phosphor P₄, bei Raumtemperatur weich, schmilzt, siedet ohne Zersetzung. Roter Phosphor P_n, besteht aus Polymermolekülen unterschiedlicher Länge. Beim Erhitzen sublimiert. Schwarzer Phosphor besteht aus endlosen Ketten_n, hat eine geschichtete Struktur und ähnelt Graphit. Der reaktivste ist weißer Phosphor.

In der Industrie wird Phosphor durch Calcinieren von Calciumphosphat mit Kohle und Sand bei 1500 ° C erhalten:

In den nachstehenden Reaktionen treten alle Modifikationen des Phosphors ein, sofern nicht anders angegeben:

Phosphor bildet eine flüchtige Wasserstoffverbindung - Phosphin, PH₃. Diese gasförmige Masse hat einen äußerst unangenehmen stechenden Geruch. Seine Salze existieren im Gegensatz zu Ammoniaksalzen nur bei niedrigen Temperaturen. Phosphin geht leicht in Redoxreaktionen ein:

Phosphor bildet zwei saure Oxide: P₂O₃ und P₂O₅. Letzteres entspricht Phosphorsäure (Orthophosphorsäure) H₃PO₄. Dies ist eine tribasische Säure mittlerer Stärke, die drei Reihen von Salzen bildet: Medium (Phosphate) und Säure (Hydro- und Dihydrophosphate). Nachfolgend sind die Gleichungen der chemischen Reaktionen aufgeführt, die für diese Verbindungen charakteristisch sind:

Kohlenstoff

Das chemische Element Kohlenstoff befindet sich in der 2. Periode, der Hauptuntergruppe der vierten Gruppe des Periodensystems D.I. Mendeleev, seine elektronische Formel ist 1s 2 2s 2 2p 2, die charakteristischsten Oxidationszustände sind –4, +2, +4.

Für Kohlenstoff sind stabile allotrope Modifikationen (Graphit, Diamant, Allotropie einer Struktur) bekannt, in deren Form es in der Natur vorkommt, sowie durch Labormethoden erhaltene Carbin- und Fullerene.

Diamant ist eine kristalline Substanz mit einem kubischen Atomgitter. Jedes Kohlenstoffatom in einem Diamanten befindet sich in einem Zustand der sp 3 -Hybridisierung und bildet äquivalente starke Bindungen mit vier benachbarten Kohlenstoffatomen. Dies führt zu einer außergewöhnlichen Diamanthärte und zu einem Fehlen der Leitfähigkeit unter normalen Bedingungen.

In Graphit befinden sich Kohlenstoffatome in einem Zustand der sp2-Hybridisierung. Die Kohlenstoffatome werden zu unendlichen Schichten von sechsgliedrigen Ringen kombiniert, die durch eine ω-Bindung in der gesamten Schicht delokalisiert werden. Dies erklärt den metallischen Glanz und die elektrische Leitfähigkeit von Graphit. Kohlenstoffschichten werden hauptsächlich aufgrund intermolekularer Kräfte zu einem Kristallgitter kombiniert. Die Stärke der chemischen Bindungen in der Makromolekülebene ist viel größer als die zwischen den Schichten, daher ist Graphit eher weich, leicht geschichtet und chemisch etwas aktiver als Diamant.

Die Zusammensetzung aus Kohle, Ruß und Koks enthält sehr kleine Graphitkristalle mit sehr großer Oberfläche, die als amorpher Kohlenstoff bezeichnet werden.

In Carbine befindet sich das Kohlenstoffatom im sp-Hybridisierungszustand. Sein Kristallgitter besteht aus zwei geraden Ketten:

Carbin ist ein schwarzes Pulver mit einer Dichte von 1,9-2,0 g / cm 3, ein Halbleiter.

Allotrope Kohlenstoffmodifikationen können sich unter bestimmten Bedingungen ineinander verwandeln. Wenn der Diamant ohne Luftzugang bei einer Temperatur von 1750 ° C erhitzt wird, verwandelt sich der Diamant in Graphit.

Unter normalen Bedingungen ist Kohlenstoff sehr inert, aber bei hohen Temperaturen reagiert er mit verschiedenen Substanzen, die reaktivste Form ist amorpher Kohlenstoff, Graphit ist weniger aktiv und die inerteste ist Diamant.

Kohlenstoffreaktionen:

Kohlenstoff ist beständig gegen Säuren und Laugen. Nur heiße konzentrierte Salpetersäure und Schwefelsäure können es zu Kohlendioxid (IV) oxidieren:

Kohlenstoff gewinnt viele Metalle aus ihren Oxiden zurück. Gleichzeitig werden je nach Art des Metalls entweder reine Metalle (Eisenoxide, Cadmium, Kupfer, Blei) oder entsprechende Carbide (Calciumoxide, Vanadium, Tantal) gebildet, zum Beispiel:

Kohlenstoff bildet zwei Oxide: CO und CO₂.

Kohlenmonoxid (II) CO (Kohlenmonoxid) ist ein farbloses, geruchloses Gas, das in Wasser schwer löslich ist. Diese Verbindung ist ein starkes Reduktionsmittel. Es verbrennt mit viel Wärme in Luft, so dass CO ein guter gasförmiger Brennstoff ist.

Kohlenmonoxid (II) reduziert viele Metalle aus ihren Oxiden:

Kohlenmonoxid (II) ist ein nicht-salzbildendes Oxid, es reagiert nicht mit Wasser und Alkalien.

Kohlenmonoxid (IV) CO₂ (Kohlendioxid) ist ein farbloses, geruchloses, nicht brennbares Gas, das in Wasser schlecht löslich ist. Technisch wird es normalerweise durch thermische Zersetzung von CaCO erhalten₃, und in der Laborpraxis - Maßnahmen gegen CaCO₃ Salzsäure:

Kohlenmonoxid (IV) ist ein saures Oxid. Seine charakteristischen chemischen Eigenschaften sind:

Kohlenmonoxid (IV) entspricht sehr schwacher zweibasischer Kohlensäure H₂CO₃, was nicht in seiner reinen Form existiert. Es bildet zwei Reihen von Salzen: Medium - Carbonate, zum Beispiel Calciumcarbonat CaCO₃, und saure - Bicarbonate wie Ca (HCO₃)₂ - Calciumbicarbonat.

Karbonate werden unter Einwirkung eines Überschusses an Kohlendioxid in Gewässern zu Hydrogencarbonaten umgewandelt:

Calciumbicarbonat wird unter Einwirkung von Calciumhydroxid in Carbonat umgewandelt:

Bicarbonate und Carbonate zersetzen sich beim Erhitzen:

Silizium

Das chemische Element Silizium befindet sich in der 3. Periode der IVA-Gruppe des Periodensystems D.I. Mendeleev Seine elektronische Formel lautet 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, die charakteristischsten Oxidationsstufen sind –4, +4.

Silizium wird durch Reduzieren seines Oxids mit Magnesium oder Kohlenstoff in Elektroöfen und hochreines Silizium durch Reduzieren von SiCl erhalten.₄ Zink oder Wasserstoff zum Beispiel:

Silizium kann in kristalliner oder amorpher Form vorliegen. Unter normalen Bedingungen ist Silizium ziemlich stabil und amorphes Silizium ist reaktiver als kristallines. Für Silizium ist der stabilste Oxidationszustand +4.

Siliziumreaktionen:

Silizium reagiert nicht mit Säuren (außer HF), es wird durch Säure-Oxidationsmittel passiviert, aber es ist gut löslich in einer Mischung aus Fluorwasserstoffsäure und Salpetersäure, die durch die folgende Gleichung beschrieben werden kann:

Siliziumoxid (IV), SiO₂ (Kieselsäure), in der Natur hauptsächlich in Form eines Quarzminerals gefunden. Chemisch ziemlich stabil, zeigt die Eigenschaften von saurem Oxid.

Eigenschaften von Siliziumoxid (IV):

Silizium bildet Säuren mit unterschiedlichem SiO-Gehalt.₂ und H₂O. Verbindungszusammensetzung H₂Sio₃ in seiner reinen Form ist nicht ausgewählt, aber der Einfachheit halber kann es in die Reaktionsgleichungen geschrieben werden:

Schulungsaufgaben

1. Wasserstoff reagiert unter geeigneten Bedingungen mit jedem der beiden Stoffe:

1) Sauerstoff und Eisen
2) grau und chrom
3) Kohlenmonoxid (II) und Salzsäure
4) Stickstoff und Natrium

2. Sind die folgenden Aussagen zu Wasserstoff korrekt?

A. Wasserstoffperoxid kann durch Abbrennen von Wasserstoff in einem Überschuss von Sauerstoff erhalten werden.
B. Die Reaktion zwischen Wasserstoff und Schwefel verläuft ohne Katalysator.