Dans la plupart des réactions, le Si agit comme un agent réducteur:

À basse température, le silicium est chimiquement inerte et, lorsqu’il est chauffé, sa réactivité augmente considérablement.

1. Il interagit avec l'oxygène à une température supérieure à 400 ° C:

Si + O₂ = SiO₂ oxyde de silicium

2. Il réagit avec le fluor déjà à la température ambiante:

Si + 2F₂ = SiF₄ tétrafluorure de silex

3. Avec les halogènes restants, les réactions se déroulent à une température de = 300 - 500 ° С

4. Avec des vapeurs de soufre à 600 ° C, il se forme un disulfure:

5. La réaction avec l'azote se produit au-dessus de 1000 ° C:

6. A la température = 1150 ° С réagit avec le carbone:

Sio₂ + 3С = SiС + 2СО

Par dureté, le carborundum est proche du diamant.

7. Le silicium ne réagit pas directement avec l'hydrogène.

8. Le silicium est résistant aux acides. Interagit uniquement avec un mélange d'acides nitrique et hydrofluorique (fluorhydrique):

9. réagit avec les solutions alcalines pour former des silicates et dégage de l'hydrogène:

10. Les propriétés réductrices du silicium permettent de séparer les métaux de leurs oxydes:

2MgO = Si = 2Mg + SiO₂

Dans les réactions avec les métaux Si, l'oxydant est:

Le silicium forme des siliciures avec les métaux s et la plupart des métaux d.

La composition des siliciures de ce métal peut être différente. (Par exemple, FeSi et FeSi₂; Ni₂Si et NiSi₂.) L'un des siliciures les plus connus est le siliciure de magnésium, qui peut être obtenu par interaction directe de substances simples:

Silane (monosilane) SiH₄

Silanes (hydrures de silicium) Si_nH_{2n + 2}, (cf. alcanes), où n = 1-8. Les silanes sont des analogues d’alcanes, se différencient par l’instabilité des chaînes-Si-Si-.

SiH monosilane₄ - gaz incolore à odeur désagréable; dissous dans l'éthanol, l'essence.

1. Décomposition de siliciure de magnésium avec de l'acide chlorhydrique: Mg₂Si + 4HCI = 2MgCI₂ + SiH₄

2. Réduction des halogénures de Si avec de l'hydrure de lithium et d'aluminium: SiCl₄ + LiAlH₄ = SiH₄↑ + LiCl + AlCl₃

Le silane est un puissant agent réducteur.

1.SiH₄ il est oxydé par l'oxygène même à très basse température:

2. SiH₄ facilement hydrolysé, en particulier en milieu alcalin:

Oxyde de silicium (silice) SiO₂

La silice existe sous différentes formes: cristalline, amorphe et vitreuse. La forme cristalline la plus courante est le quartz. Avec la destruction des roches de quartz, des sables de quartz se forment. Les monocristaux de quartz sont transparents, incolores (cristaux de roche) ou colorés avec des impuretés de différentes couleurs (améthyste, agate, jaspe, etc.).

SiO amorphe₂ se présente sous la forme du minéral opale: le gel de silice est constitué artificiellement de particules colloïdales de SiO₂ et étant un très bon adsorbant. SiO vitreux₂ connu sous le nom de verre de quartz.

Propriétés physiques

Dans l'eau SiO₂ se dissout très légèrement, dans les solvants organiques également ne se dissout pratiquement pas. La silice est un diélectrique.

Propriétés chimiques

1. SiO₂ - l'oxyde d'acide, donc la silice amorphe se dissout lentement dans des solutions aqueuses d'alcali:

2. SiO₂ interagit également lorsqu'il est chauffé avec des oxydes basiques:

3. Oxyde non volatil, SiO₂ déplace le dioxyde de carbone de Na₂CO₃ (pendant la fusion):

4. La silice réagit avec l'acide fluorhydrique pour former de l'acide fluorhydrique H₂SiF₆:

5. À 250 - 400 ° С SiO₂ interagit avec HF et F gazeux₂, formant du tétrafluorosilane (tétrafluorure de silicium):

Acide silicique

- acide orthosilicique H₄Sio₄;

- acide métasilicique (silicique) H₂Sio₃;

- acides di- et polysiliciques.

Tous les acides siliciques sont légèrement solubles dans l’eau et forment facilement des solutions colloïdales.

Façons d'obtenir

1. Dépôt d’acides à partir de solutions de silicate de métal alcalin:

2. Hydrolyse des chlorosilanes: SiCl₄ + 4h₂O = H₄Sio₄ + 4HCl

Propriétés chimiques

Les acides siliciques sont des acides très faibles (plus faibles que l'acide carbonique).

Lorsqu'ils sont chauffés, ils sont déshydratés pour former de la silice en tant que produit final.

Silicates - sels d'acide silicique

Les acides siliciques étant extrêmement faibles, leurs sels en solution aqueuse sont fortement hydrolysés:

Sio₃ 2- + H₂O = HSiO₃ - + OH - (milieu alcalin)

Pour la même raison, lorsque le dioxyde de carbone passe dans des solutions de silicate, l’acide silicique en est chassé:

Cette réaction peut être considérée comme une réaction qualitative aux ions silicate.

Parmi les silicates, seul le Na est hautement soluble.₂Sio₃ et K₂Sio₃, qui sont appelés verre soluble, et leurs solutions aqueuses sont du verre liquide.

Verre

Le verre ordinaire a une composition de Na₂O • CaO • 6SiO₂, c'est-à-dire qu'il s'agit d'un mélange de silicates de sodium et de calcium. Il est produit par fusion de soude Na₂CO₃, SASO calcaire₃ et le sable sio₂;

Ciment

Liant en poudre qui, lorsqu’il interagit avec l’eau, forme une masse plastique qui se transforme en un corps solide comme une roche au fil du temps; matériau de construction principal.

La composition chimique du ciment Portland le plus courant (en% en masse) est de 20 à 23% de SiO₂; 62 à 76% de CaO; 4 - 7% Al₂O₃; 2-5% Fe₂O₃; 1-5% de MgO.

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

La réponse

PlatinumBone

Tout d’abord, le silicium réagit avec l’hydroxyde de sodium, mais dans une condition très importante: si l’hydroxyde de sodium est entièrement concentré! Réaction:

Il y a une deuxième réaction, même si l'hydroxyde de sodium est dilué! Sous conditions: Chauffage. L'eau participe à la réaction:

Deuxièmement: le silicium ne réagit jamais avec de l'acide sulfurique dilué! Étant donné que, dans ce cas, l'acide sulfurique (déc.) N'est pas un agent oxydant, seuls les non-métaux chimiquement actifs peuvent donc interagir, il peut s'agir d'halogènes.

Troisièmement: oui! Et ici, l'acide sulfurique (conc.) Est un oxydant décent! Et il oxyde le silicium à un degré d'oxydation maximal de +4, tandis que le silicium agit en tant qu'agent réducteur et restitue le soufre à +4. Réaction:

-------------------------------------------------------------------------------------------------
Des questions? Demandez! Aidé? un clic merci! Merci beaucoup
"Si une personne sait ce qu'elle veut, cela veut dire qu'elle en sait beaucoup ou qu'elle en veut un peu."

http://znanija.com/task/428966

SiO2 + H2SO4 =? équation de réaction

Écris l'équation de la réaction entre le dioxyde de silicium et l'acide sulfurique (SiO2 + H2SO4 =?). Est-il même possible d'interagir entre ces substances? Donnez une brève description de l’oxyde de silicium (IV): indiquez ses propriétés physiques et chimiques essentielles, ainsi que ses méthodes de production.

Le dioxyde de silicium cristallin se trouve dans la nature principalement sous forme de quartz. Cristaux de quartz transparents et incolores, ayant la forme de prismes hexagonaux avec des pyramides hexagonales aux extrémités, sont appelés cristaux de roche. Le cristal de roche coloré avec des impuretés dans le lilas s'appelle améthyste, et en brun il s'appelle smoky topaz.
Le dioxyde de silicium cristallin est très solide, insoluble dans l’eau et fond autour, se transformant en un liquide incolore. En refroidissant ce liquide, on obtient une masse vitreuse transparente en dioxyde de silicium amorphe, qui ressemble au verre.
Le dioxyde de silicium est un oxyde d'acide et ne réagit donc pas avec les acides, c'est-à-dire écrire l'équation de réaction pour le schéma [SiO2 + H2SO4 =?] impossible. Cela correspond à de faibles acides siliciques légèrement solubles dans l'eau. Ils peuvent être représentés par la formule générale.
Ne réagit pas avec les acides (sauf l'acide fluorhydrique), l'ammoniac hydraté; des halogènes ne réagit qu'avec le fluor. Il présente des propriétés acides, réagit avec les alcalis en solution et pendant la fusion. Il est facilement fluoré et chloré, récupéré par le carbone et les métaux typiques. N'interagit pas avec l'oxygène. Il est répandu dans la nature sous forme de quartz (il en existe de nombreuses variétés colorées avec des impuretés).

Les sels d'acide silicique - les silicates - sont principalement insolubles dans l'eau; seuls les silicates de sodium et de potassium sont solubles. Ils sont obtenus en fusionnant du dioxyde de silicium avec des carbonates alcalins ou de potassium et de sodium caustiques, par exemple:

Veuillez vous inscrire ou vous connecter pour ajouter une réponse.

La copie de contenu du site est possible uniquement avec autorisation.
l'administration du portail et la présence d'un lien actif vers la source.

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

Propriétés chimiques du silicium

Le contenu

Description générale de l'article
Réactions avec les non-métaux
Interaction avec les métaux
Réactions avec des substances complexes
Qu'avons-nous appris?
Rapport de score

Bonus

Test sur le sujet

Description générale de l'article

Le silicium est situé dans le quatrième groupe et la troisième période du tableau périodique. Le noyau de l'atome de silicium a une charge positive de +14. 14 électrons chargés négativement se déplacent autour du noyau.

Un atome peut entrer dans l'état excité en raison du sous-niveau libre. Par conséquent, l'élément présente deux états d'oxydation positifs (+2 et +4) et un négatif (-4). Configuration électronique - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2.

Fig. 1. La structure de l'atome de silicium.

Le silicium est un semi-conducteur fragile avec des températures de carte et d'ébullition élevées. Non métallique relativement léger: la densité est de 2,33 g / cm 3.

Du silicium pur n'est pas trouvé. Une partie du sable, du quartz, de l'agate, de l'améthyste et d'autres roches.

Réactions avec les non-métaux

Lorsqu'il interagit avec des non-métaux, le silicium présente des propriétés réductrices: il donne des électrons. Les réactions ne sont possibles qu'avec un fort chauffage. Dans des conditions normales, le silicium réagit uniquement avec le fluor. Les réactions avec les non-métaux basiques sont données dans le tableau.

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

CHEMEGE.RU

Préparation à l'examen de chimie et olympiades

Chimie du silicium

Silicium

Position dans le tableau périodique des éléments chimiques

Le silicium est situé dans le sous-groupe principal du groupe IV (ou dans le groupe 14 sous la forme moderne de PSCE) et dans la troisième période du système périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleev.

Structure électronique de silicium

La configuration électronique du silicium à l'état fondamental:

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

Configuration électronique du silicium à l'état excité:

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

L'atome de silicium contient sur le niveau d'énergie externe 2 électrons non appariés et 1 paire d'électrons non partagés dans l'état d'énergie fondamentale et 4 électrons non appariés dans l'état d'énergie excitée.

L'état d'oxydation de l'atome de silicium est compris entre -4 et +4. Les états d'oxydation typiques sont -4, 0, +2, +4.

Propriétés physiques, méthodes pour obtenir et être dans la nature du silicium

Le silicium est le deuxième élément le plus répandu sur Terre après l'oxygène. On ne le trouve que sous forme de composés. Silice SiO₂ forme un grand nombre de substances naturelles - cristal de roche, quartz, silice.

Une simple substance de silicium - un cristal atomique de couleur gris foncé avec un éclat métallique, plutôt fragile. Point de fusion 1415 ° C, densité 2,33 g / cm 3. Semi-conducteur.

Réactions qualitatives

Réaction de haute qualité sur les ions silicate SiO₃ 2- - interaction des sels de silicate avec des acides forts. L'acide silicique est faible. Il se dégage facilement des solutions de sels d'acide silicique sous l'action d'acides plus forts.

Par exemple, si une solution d'acide chlorhydrique fortement diluée est ajoutée à une solution de silicate de sodium, alors l'acide silicique ne précipitera pas sous forme de précipité, mais sous forme de gel. La solution deviendra trouble et "durcira".

Na₂Sio₃ + 2HCl = H₂Sio₃ + 2 NaCl

Vous pouvez visionner ici l'expérience vidéo de l'interaction du silicate de sodium avec l'acide chlorhydrique (production d'acide silicique).

Composés de silicium

Les principaux états d'oxydation du silicium sont +4, 0 et -4.

http://chemege.ru/silicium/

Oxyde de silicium (IV)

Dans la nature:

Sio₂ - quartz, cristal de roche, améthyste, agate, jaspe, opale, silice (la partie principale du sable)
Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O - kaolinite (la partie principale de l'argile)
K₂O • Al₂O₃ • 6SiO₂ - orthoclase (feldspath)

Propriétés physiques
Solide, substance réfractaire, t ° = 1728 ° C, t ° kip = 2590 ° C, réseau cristallin atomique.

Propriétés chimiques de l'oxyde de silicium

Sio₂ - oxyde d'acide, il correspond à l'acide silicique H₂Sio₃
1) Pendant la fusion, il interagit avec des oxydes basiques, des alcalis, ainsi que des carbonates de métaux alcalins et alcalino-terreux avec formation de sels, de silicates:

2) ne réagit pas avec l'eau

3) Avec l'acide fluorhydrique (acide hexafluorosilicique):
Sio₂ + 4HF → SiF₄+ 2H₂O
Sio₂ + 6HF → H₂[SiF₆] + 2H₂O
(réactions sous-jacentes au processus de gravure sur verre)

Réactions oxydatives - de réduction

Interaction avec les métaux

À des températures supérieures à 1000 ° C, il réagit avec les métaux actifs,
cela produit du silicium:

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

Silicium (Si)

Composés de silicium:

Dans sa forme pure, le silicium a été isolé pour la première fois en 1811 (français J.-L. Gay-Lussac et L.J. Tenard). Le silicium élémentaire pur a été obtenu en 1825 (le suédois J. Y. Berzelius). Le nom «silicium» (traduit du grec ancien par «montagne») a été attribué à l'élément chimique en 1834 (par le chimiste russe G. I. Hess).

Le silicium est l'élément chimique le plus courant (après l'oxygène) sur Terre (le contenu dans la croûte terrestre est compris entre 28 et 29% en poids). Dans la nature, le silicium est le plus souvent présent sous forme de silice (sable, quartz, silex, feldspath), ainsi que dans les silicates et les aluminosilicates. Dans sa forme pure, le silicium est extrêmement rare. De nombreux silicates naturels à l'état pur sont des pierres précieuses: émeraude, topaze, aigue-marine - tout en silicium. La silice cristalline pure (IV) se trouve sous forme de cristal de roche et de quartz. L'oxyde de silicium, dans lequel se trouvent diverses impuretés, forme des pierres précieuses et semi-précieuses - améthyste, agate, jaspe.

Fig. La structure de l'atome de silicium.

La configuration électronique du silicium est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (voir Structure électronique des atomes). Au niveau de l'énergie extérieure, le silicium a 4 électrons: 2 appariés au niveau 3s + 2 non appariés aux p-orbitales. Lorsque l'atome de silicium passe à l'état excité, un électron du sous-niveau "quitte" sa paire et passe au p-sous-niveau, où se trouve une orbitale libre. Ainsi, à l'état excité, la configuration électronique de l'atome de silicium prend la forme suivante: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3.

Fig. La transition de l'atome de silicium à l'état excité.

Ainsi, le silicium dans les composés peut présenter la valence 4 (le plus souvent) ou 2 (voir Valency). Le silicium (ainsi que le carbone), réagissant avec d’autres éléments, forme des liaisons chimiques dans lesquelles il peut à la fois céder ses électrons et les accepter, mais en même temps la capacité d’accepter des électrons d’atomes de silicium est moins prononcée que celle d’atomes de carbone, en raison de: atome de silicium plus grand.

Le degré d'oxydation du silicium:

-4: SiH₄ (silane) Ca₂Si, Mg₂Si (silicates métalliques);
+4 - le plus stable: SiO₂ (oxyde de silicium), H₂Sio₃ (acide silicique), les silicates et les halogénures de silicium;
0: Si (substance simple)

Le silicium en tant que substance simple

Le silicium est une substance cristalline gris foncé avec un éclat métallique. Le silicium cristallin est un semi-conducteur.

Le silicium ne forme qu'une seule modification allotropique, semblable au diamant, mais moins forte, car les liaisons Si-Si ne sont pas aussi fortes que dans une molécule de carbone de diamant (voir Diamant).

Le silicium amorphe est une poudre brune ayant un point de fusion de 1420 ° C.

Le silicium cristallin est obtenu à partir d'amorphe par recristallisation. Contrairement au silicium amorphe, qui est un produit chimique assez actif, le silicium cristallin est plus inerte en termes d’interaction avec d’autres substances.

La structure du réseau cristallin de silicium répète la structure de diamant - chaque atome est entouré de quatre autres atomes situés aux sommets du tétraèdre. Les atomes se lient les uns aux autres avec des liaisons covalentes moins solides que les liaisons carbone du diamant. Pour cette raison, même à n. Certaines liaisons covalentes dans le silicium cristallin sont détruites, ce qui entraîne la libération de certains électrons, ce qui a pour conséquence que le silicium a une faible conductivité électrique. Au fur et à mesure que le silicium est chauffé, à la lumière ou avec l'addition de certaines impuretés, le nombre de liaisons covalentes décomposées augmente, entraînant une augmentation du nombre d'électrons libres et, partant, une augmentation de la conductivité électrique du silicium.

Propriétés chimiques du silicium

Comme le carbone, le silicium peut être à la fois un agent réducteur et un agent oxydant, en fonction de la substance avec laquelle il réagit.

Quand n. Le silicium n'interagit qu'avec le fluor, ce qui s'explique par un réseau cristallin de silicium suffisamment fort.

Le silicium réagit avec le chlore et le brome à des températures supérieures à 400 ° C.

Le silicium n'interagit avec le carbone et l'azote qu'à de très hautes températures.

Dans les réactions avec les non-métaux, le silicium agit comme un agent réducteur:
- dans des conditions normales de non-métaux, le silicium réagit uniquement avec le fluor, formant un halogénure de silicium:
  Si + 2F₂ = SiF₄
- à haute température, le silicium réagit avec le chlore (400 ° C), l'oxygène (600 ° C), l'azote (1000 ° C), le carbone (2000 ° C):
  - Si + 2Cl₂ = SiCl₄ - halogénure de silicium;
  - Si + O₂ = SiO₂ - oxyde de silicium;
  - 3Si + 2N₂ = Si₃N₄ - nitrure de silicium;
  - Si + C = SiC - Carborundum (carbure de silicium)
Dans les réactions avec les métaux, le silicium est un agent oxydant (des salicides sont formés:
Si + 2 mg = Mg₂Si
Dans les réactions avec des solutions alcalines concentrées, le silicium réagit avec le dégagement d'hydrogène et forme des sels solubles de l'acide silicique appelés silicates:
Si + 2NaOH + H₂O = Na₂Sio₃ + 2H₂↑
Le silicium ne réagit pas avec les acides (sauf HF).

Préparation et utilisation de silicium

Réception de silicium:

en laboratoire - à partir de silice (traitement par l'aluminium):
3SiO₂ + 4Al = 3Si + 2Al₂O₃
dans l'industrie, en réduisant l'oxyde de silicium avec du coke (silicium techniquement pur) à haute température:
Sio₂ + 2C = Si + 2CO
le silicium le plus pur est obtenu en réduisant le tétrachlorure de silicium avec de l'hydrogène (zinc) à haute température:
SiCl₄+2H₂ = Si + 4HCl

Application de silicium:

fabrication d'éléments radio semi-conducteurs;
comme additifs métallurgiques dans la production de composés résistant à la chaleur et aux acides;
dans la production de cellules solaires pour cellules solaires;
comme redresseurs AC.

Si vous aimez le site, nous vous en serions reconnaissants :) Parlez de nous à vos amis sur le forum, sur le blog, dans la communauté. Ceci est notre bouton:

http://prosto-o-slognom.ru/chimia/507_kremnij_Si.html

Silicium plus soufre

Dans des conditions normales, le silicium est plutôt inerte, ce qui s'explique par la force de son réseau cristallin, il n'interagit directement qu'avec le fluor et présente simultanément des propriétés réductrices:

Il réagit avec le chlore lorsqu'il est chauffé entre 400 et 600 ° C:

Interaction avec l'oxygène

Le silicium broyé réagit avec l’oxygène lorsqu’il est chauffé à 400–600 ° C:

Interaction avec d'autres non-métaux

À des températures très élevées autour de 2000 ° C, il réagit avec le carbone:

À 1000 ° C, il réagit avec l'azote:

N'interagit pas avec l'hydrogène.

Interaction avec les halogénures d'hydrogène

Il réagit avec le fluorure d'hydrogène dans des conditions normales:

avec du chlorure d'hydrogène - à 300 ° C, avec du bromure d'hydrogène - à 500 ° C

Interaction avec les métaux

Les propriétés oxydantes du silicium sont moins caractéristiques, mais elles se manifestent dans les réactions avec les métaux, formant ainsi des siliciures:

Interaction avec les acides

Le silicium est résistant aux acides, dans un environnement acide, il est recouvert d’un film d’oxyde insoluble et est passivé. Le silicium interagit uniquement avec un mélange d’acides fluorhydrique et nitrique:

Interaction alcaline

Il est dissous dans des alcalis, formant du silicate et de l'hydrogène:

Obtenir

Réduction à partir d'oxyde de magnésium ou d'aluminium:

Sio₂ + 2 mg = Si + 2 MgO;

Réduction du coke dans les fours électriques:

Sio₂ + 2C = Si + 2CO.

Dans ce processus, le silicium est assez contaminé par des carbures de silicium.

Le silicium le plus pur est obtenu par réduction du tétrachlorure de silicium avec de l’hydrogène à 1200 ° C:

De plus, du silicium pur est obtenu par décomposition thermique de silane:

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

Propriétés chimiques des substances non métalliques simples: hydrogène, oxygène, halogènes, soufre, azote, phosphore, carbone, silicium

L'hydrogène

L'élément chimique hydrogène occupe une place particulière dans le système périodique de D.I. Mendeleev. Selon le nombre d'électrons de valence, l'aptitude à former un ion H + hydraté dans des solutions, il est similaire aux métaux alcalins et devrait être placé dans le groupe I. Selon le nombre d'électrons nécessaires pour compléter la couche externe d'électrons, la valeur de l'énergie d'ionisation, la capacité de présenter un état d'oxydation négatif, le petit rayon atomique de l'hydrogène doit être placé dans le groupe VII du système périodique. Ainsi, la mise en place de l'hydrogène dans un groupe particulier du système périodique est largement arbitraire, mais dans la plupart des cas, il est placé dans le groupe VII.

Hydrogène formule électronique 1s 1. Le seul électron de valence est directement dans la sphère d'action du noyau de l'atome. La simplicité de la configuration électronique de l'hydrogène ne signifie pas que les propriétés chimiques de cet élément sont simples. Au contraire, la chimie de l'hydrogène est très différente de la chimie des autres éléments. L'hydrogène dans ses composés est capable de montrer les états d'oxydation +1 et -1.

Il existe un grand nombre de méthodes de production d'hydrogène. En laboratoire, il est obtenu par interaction de certains métaux avec des acides, par exemple:

L’hydrogène peut être obtenu par électrolyse de solutions aqueuses d’acide sulfurique ou d’alcalis. Lorsque cela se produit, le processus de dégagement d'hydrogène à la cathode et d'oxygène à l'anode.

Dans l'industrie, l'hydrogène est principalement produit à partir de gaz naturels et associés, de produits de gazéification de carburants et de gaz de cokerie.

Simple substance hydrogène, H₂, C'est un gaz inflammable sans couleur ni odeur. Point d'ébullition –252,8 ° C L’hydrogène est 14,5 fois plus léger que l’air, légèrement soluble dans l’eau.

La molécule d'hydrogène est stable et possède une grande force. En raison de la grande énergie de dissociation, la décomposition des molécules de H₂ survient à un degré notable uniquement à des températures supérieures à 2000 ° C.

Pour l'hydrogène, des degrés d'oxydation positifs et négatifs sont possibles, c'est pourquoi l'hydrogène peut présenter des propriétés oxydantes et réductrices dans les réactions chimiques. Dans les cas où l'hydrogène agit en tant qu'agent oxydant, il se comporte comme des halogènes, formant des hydrures analogues à des hydrures (les hydrures sont appelés un groupe de composés chimiques de l'hydrogène avec des métaux et moins électronégatifs que lui).

L'activité oxydative de l'hydrogène est significativement inférieure à celle des halogènes. Par conséquent, seuls les hydrures de métaux alcalins et alcalino-terreux présentent un caractère ionique. Les hydrures ioniques et complexes, par exemple, sont de puissants agents réducteurs. Ils sont largement utilisés dans les synthèses chimiques.

Dans la plupart des réactions, l’hydrogène se comporte comme un agent réducteur. Dans des conditions normales, l'hydrogène n'interagit pas avec l'oxygène, mais lorsqu'il s'enflamme, la réaction se produit par une explosion:

Un mélange de deux volumes d'hydrogène avec un volume d'oxygène est appelé gaz détonant. Avec une combustion contrôlée, une grande quantité de chaleur est dégagée et la température de la flamme hydrogène-oxygène atteint 3000 ° C.

La réaction avec les halogènes se déroule de différentes manières en fonction de la nature de l’halogène:

Avec le fluor, une telle réaction va de pair avec une explosion, même à basse température. Avec du chlore à la lumière, la réaction se déroule également avec une explosion. Avec le brome, la réaction est beaucoup plus lente et avec l’iode, elle n’atteint pas son but, même à haute température. Le mécanisme de ces réactions est radical.

À des températures élevées, l'hydrogène interagit avec des éléments du groupe VI - soufre, sélénium, tellure, par exemple:

La réaction de l'hydrogène avec l'azote est très importante. Cette réaction est réversible. Déplacer l'équilibre vers la formation d'ammoniac en utilisant une pression élevée. En industrie, ce procédé est réalisé à une température de 450 à 500 ° C, une pression de 30 MPa, en présence de différents catalyseurs:

L'hydrogène réduit de nombreux métaux des oxydes, par exemple:

Cette réaction est utilisée pour produire des métaux purs.

Les réactions d’hydrogénation de composés organiques, qui sont largement utilisées à la fois en laboratoire et en synthèse organique industrielle, jouent un rôle important.

La réduction des sources naturelles d’hydrocarbures, la pollution de l’environnement par les produits de la combustion des carburants accroissent l’intérêt pour l’hydrogène en tant que combustible écologique. L’hydrogène jouera probablement un rôle important dans le secteur de l’énergie du futur.

Actuellement, l'hydrogène est largement utilisé dans l'industrie pour la synthèse d'ammoniac, le méthanol, l'hydrogénation de combustibles solides et liquides, en synthèse organique, pour le soudage et le coupage de métaux, etc.

L'eau H₂O, l'oxyde d'hydrogène, est le composé chimique le plus important. Dans des conditions normales, l’eau est un liquide incolore, inodore et sans goût. L'eau - la substance la plus commune à la surface de la Terre. Dans le corps humain contient 63-68% d'eau.

L'eau est un composé stable, sa décomposition en oxygène et en hydrogène ne se produit que sous l'action d'un courant électrique continu ou à une température d'environ 2000 ° C:

L'eau interagit directement avec les métaux qui font partie de la série de potentiels électroniques standard allant jusqu'à l'hydrogène. Selon la nature du métal, les produits de la réaction peuvent être les hydroxydes et les oxydes correspondants. La vitesse de réaction en fonction de la nature du métal varie également considérablement. Ainsi, le sodium réagit avec l'eau à la température ambiante, la réaction est accompagnée par le dégagement d'une grande quantité de chaleur; le fer réagit avec l'eau à une température de 800 ° C

L'eau peut réagir avec de nombreux non-métaux, ainsi, dans des conditions normales, elle interagit de manière réversible avec le chlore:

À des températures élevées, l'eau interagit avec le charbon pour former ce que l'on appelle un gaz de synthèse - un mélange de monoxyde de carbone (II) et d'hydrogène:

Dans des conditions normales, l’eau réagit avec de nombreux oxydes basiques et acides pour former des bases et des acides, respectivement:

La réaction se termine si la base ou l'acide correspondant est soluble dans l'eau.

L'oxygène

L'élément chimique oxygène est situé dans la 2e période du sous-groupe VIA. Sa formule électronique est 1s 2 2s 2 2p 4. Une substance simple est l'oxygène - un gaz sans couleur ni odeur, légèrement soluble dans l'eau. Oxydant fort. Ses propriétés chimiques caractéristiques sont:

Les réactions de substances simples et complexes avec l'oxygène s'accompagnent souvent d'un dégagement de chaleur et de lumière. De telles réactions sont appelées réactions de combustion.

L'oxygène est largement utilisé dans presque tous les domaines de l'industrie chimique: pour la production de fer et d'acier, pour la production d'acide nitrique et sulfurique. Une énorme quantité d'oxygène est consommée dans les processus d'énergie thermique.

Ces dernières années, le problème du stockage de l'oxygène dans l'atmosphère s'est aggravé. À ce jour, l'activité vitale des plantes vertes est la seule source qui reconstitue les réserves en oxygène atmosphérique.

Halogènes

Le groupe VII contient du fluor, du chlore, du brome, de l'iode et de l'astatine. Ces éléments sont également appelés halogènes (en translation - donnant naissance à des sels).

Au niveau d'énergie externe de tous ces éléments, il y a 7 électrons (configurations ns 2 np 5), les états d'oxydation les plus caractéristiques sont –1, +1, +5 et +7 (sauf pour le fluor).

Les atomes de tous les halogènes forment des substances simples de composition Hal₂.

Les halogènes sont des non-métaux typiques. Pendant la transition du fluor à l'astatine, il se produit une augmentation du rayon de l'atome, une diminution des propriétés non métalliques, une diminution des propriétés oxydantes et une augmentation des propriétés de réduction.

Les propriétés physiques des halogènes sont présentées dans le tableau 8.

Les halogènes sont très actifs chimiquement. Leur réactivité diminue avec l'augmentation du nombre de séquences. Certaines des réactions typiques d'entre eux sont donnés ci-dessous en utilisant le chlore comme exemple:

Les composés hydrogénés des halogènes - les halogénures d’hydrogène ont pour formule générale HHal. Leurs solutions aqueuses sont des acides dont la force augmente de HF à HI.

Les acides halogénés (à l'exception du HF) peuvent réagir avec des agents oxydants puissants tels que le KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, Cro₃ et d'autres, avec formation d'halogènes:

Les halogènes forment une série d'oxydes, par exemple pour le chlore, des oxydes acides de composition Cl sont connus.₂O clo₂, Clo₃, Cl₂O₇. Tous ces composés sont obtenus par des méthodes indirectes. Ce sont des agents oxydants puissants et des substances explosives.

Le plus stable des oxydes de chlore est le Cl₂O₇. Les oxydes de chlore réagissent facilement avec l’eau pour former des acides contenant de l’oxygène: HClO hypochloreux, chlorure HClO₂, HClO chlorique₃ et HClO chlorique₄, par exemple:

Dans l'industrie, le brome est obtenu en déplaçant le chlore des bromures, et en laboratoire, par l'oxydation des bromures:

Le brome, une substance simple, est un agent oxydant puissant qui réagit facilement avec de nombreuses substances simples en formant des bromures. déplace l'iode des iodures.

Iode substance simple, je₂, est un noir avec des cristaux de lustre métallique, qui sont sublimés, c’est-à-dire passent à la vapeur en contournant l’état liquide. L'iode est légèrement soluble dans l'eau mais plutôt soluble dans certains solvants organiques (alcool, benzène, etc.).

L'iode est un agent oxydant assez puissant capable d'oxyder un certain nombre de métaux et certains non-métaux.

L'élément chimique soufre est situé dans la 3ème période du sous-groupe VIA. Sa formule électronique est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Une substance simple est le soufre - un jaune non métallique. Existe en deux modifications allotropiques: rhombique et monoclinique et sous forme amorphe (soufre plastique). Affiche à la fois des propriétés oxydantes et réductrices. Des réactions de disproportionation sont possibles. Ses propriétés chimiques caractéristiques sont:

Le soufre forme un composé d'hydrogène volatil - le sulfure d'hydrogène. Sa solution aqueuse est un acide dibasique faible. Le sulfure d'hydrogène est également caractérisé par des propriétés réductrices:

Le soufre forme deux oxydes acides: l'oxyde de soufre (IV) SO₂ et oxyde de soufre (VI) SO₃. Le premier correspond à un acide sulfurique faible H existant uniquement en solution.₂SO₃; le second est l'acide sulfurique dibasique fort H₂SO₄. L'acide sulfurique concentré présente de fortes propriétés oxydantes. Vous trouverez ci-dessous des réactions typiques à ces composés:

L'acide sulfurique est produit en grande quantité dans l'industrie. Toutes les méthodes industrielles de production d'acide sulfurique sont basées sur la production initiale d'oxyde de soufre (IV), son oxydation en oxyde de soufre (VI) et l'interaction de ce dernier avec de l'eau.

L'élément chimique azote est dans la 2ème période, groupe V, le sous-groupe principal du système périodique DI. Mendeleev. Sa formule électronique est 1s 2 2s 2 2p 3. Dans ses composés, l'azote présente des états d'oxydation –3, –2, + 1, + 2, +3, +4, +5.

L'azote d'une substance simple est un gaz incolore, inodore et peu soluble dans l'eau. Non-métal typique. Dans des conditions normales, peu actif chimiquement. Lorsque chauffé entre dans les réactions redox.

L'azote forme des oxydes de composition N₂O, NO, N₂O₃, NON₂, N₂O₄, N₂O₅. Dans ce cas, N₂O, NO, sont des oxydes ne formant pas de sel, caractérisés par des réactions rédox; N₂O₃, NON₂, N₂O₄, N₂O₅ - les oxydes d'acide formant des sels, qui sont également caractéristiques des réactions d'oxydoréduction, y compris des réactions de dismutation.

Propriétés chimiques des oxydes d'azote:

L'azote forme un composé d'hydrogène volatil de NH₃, l'ammoniac Dans des conditions normales, il s’agit d’un gaz incolore ayant une forte odeur caractéristique; point d'ébullition –33,7 ° C, point de fusion –77,8 ° C L’ammoniac est hautement soluble dans l’eau (700 volumes de NH₃ 1 volume d'eau à 20 ° C) et un certain nombre de solvants organiques (alcool, acétone, chloroforme, benzène).

Propriétés chimiques de l'ammoniac:

L'azote forme de l'acide nitreux HNO₂ (sous forme libre, il n’est connu que dans une phase gazeuse ou dans des solutions). Ceci est un acide faible, ses sels sont appelés nitrites.

De plus, l'azote forme un très fort acide nitrique HNO₃. Une caractéristique particulière de l'acide nitrique est que ses réactions d'oxydoréduction avec les métaux n'émettent pas d'hydrogène, mais forment divers oxydes d'azote ou de sels d'ammonium, par exemple:

Dans les réactions avec les non-métaux, l’acide nitrique concentré se comporte comme un puissant agent oxydant:

L'acide nitrique peut également oxyder les sulfures, les iodures, etc.:

Nous soulignons encore. Écrire les équations des réactions rédox impliquant HNO₃ généralement conditionnel. En règle générale, ils n'indiquent que le produit, qui est formé en plus grande quantité. Dans certaines de ces réactions, l’hydrogène a été détecté en tant que produit de réduction (réaction de HNO dilué₃ avec Mg et Mn).

Les sels d'acide nitrique sont appelés nitrates. Tous les nitrates sont bien solubles dans l'eau. Les nitrates sont thermiquement instables et se décomposent facilement lorsqu'ils sont chauffés.

Cas spéciaux de décomposition du nitrate d'ammonium:

Schémas généraux de décomposition thermique des nitrates:

Phosphore

L'élément chimique phosphore est situé dans la 3ème période, le groupe V, le sous-groupe principal du système périodique D.I. Mendeleev. Sa formule électronique est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Le phosphore de substance simple existe sous la forme de plusieurs modifications allotropes (composition d'allotropie). Phosphore blanc P₄, à température ambiante, ramollir, fondre, bout sans décomposition. Phosphore rouge P_n, se compose de molécules de polymère de différentes longueurs. Lorsque chauffé sublime. Le phosphore noir est constitué de chaînes continues._n, a une structure en couches, en apparence similaire au graphite. Le plus réactif est le phosphore blanc.

Dans l'industrie, le phosphore est obtenu en calcinant du phosphate de calcium avec du charbon et du sable à 1500 ° C:

Dans les réactions ci-dessous, toutes les modifications du phosphore entrent, sauf indication contraire:

Le phosphore forme un composé d'hydrogène volatil - phosphine, PH₃. Ce composé gazeux dégage une odeur âcre extrêmement désagréable. Ses sels, contrairement aux sels d'ammoniac, n'existent qu'à basse température. La phosphine entre facilement dans les réactions redox:

Le phosphore forme deux oxydes acides: P₂O₃ et P₂O₅. Ce dernier correspond à l'acide phosphorique (orthophosphorique) H₃PO₄. Il s'agit d'un acide tribasique de force modérée, qui forme trois rangées de sels: moyen (phosphates) et acide (hydro- et dihydrophosphates). Vous trouverez ci-dessous les équations des réactions chimiques caractéristiques de ces composés:

Carbone

Le carbone élément chimique est situé dans la 2ème période, le sous-groupe principal du quatrième groupe du système périodique D.I. Mendeleev, sa formule électronique est 1s 2 2s 2 2p 2, les états d’oxydation les plus caractéristiques sont –4, +2, +4.

Pour le carbone, on connaît des modifications allotropes stables (graphite, diamant, allotropie d'une structure), sous la forme desquelles il se trouve dans la nature, ainsi que du carbin et des fullerènes obtenus par des méthodes de laboratoire.

Le diamant est une substance cristalline avec un réseau cubique à coordination atomique. Chaque atome de carbone dans un diamant est dans un état d'hybridation sp 3 et forme des liaisons fortes équivalentes avec quatre atomes de carbone adjacents. Cela conduit à une dureté exceptionnelle du diamant et à l'absence de conductivité dans des conditions normales.

Dans le graphite, les atomes de carbone sont à l'état d'hybridation sp 2. Les atomes de carbone sont combinés en couches infinies de cycles à six chaînons, stabilisées par une liaison ω, délocalisées dans la couche entière. Ceci explique le lustre métallique et la conductivité électrique du graphite. Les couches de carbone sont combinées dans un réseau cristallin principalement en raison de forces intermoléculaires. La force des liaisons chimiques dans le plan des macromolécules est beaucoup plus grande que celle entre les couches; le graphite est donc plutôt mou, facilement stratifié et chimiquement un peu plus actif que le diamant.

La composition du charbon, de la suie et du coke comprend de très petits cristaux de graphite à très grande surface, appelés carbone amorphe.

Dans Carbine, l'atome de carbone est à l'état d'hybridation sp. Son réseau cristallin est constitué de chaînes droites de deux types:

Carbin est une poudre noire avec une densité de 1,9 à 2,0 g / cm 3, est un semi-conducteur.

Les modifications du carbone allotropique peuvent se transformer en certaines conditions. Ainsi, lorsqu'il est chauffé sans accès d'air à une température de 1750 ° C, le diamant se transforme en graphite.

Dans des conditions normales, le carbone est très inerte, mais aux températures élevées, il réagit avec diverses substances. La forme la plus réactive est le carbone amorphe, le graphite est moins actif et la plus inerte est le diamant.

Réactions du carbone:

Le carbone est résistant aux acides et aux alcalis. Seuls les acides nitrique et sulfurique concentrés chauds peuvent l'oxyder en dioxyde de carbone (IV):

Le carbone récupère de nombreux métaux de leurs oxydes. En même temps, selon la nature du métal, il se forme soit des métaux purs (oxydes de fer, cadmium, cuivre, plomb), soit des carbures correspondants (oxydes de calcium, de vanadium, de tantale), par exemple:

Le carbone forme deux oxydes: CO et CO₂.

Le monoxyde de carbone (II) CO (monoxyde de carbone) est un gaz incolore, inodore et peu soluble dans l'eau. Ce composé est un puissant agent réducteur. Il brûle dans l'air avec une grande quantité de chaleur, de sorte que le CO est un bon combustible gazeux.

Le monoxyde de carbone (II) réduit de nombreux oxydes les métaux:

Le monoxyde de carbone (II) est un oxyde ne formant pas de sel, il ne réagit pas avec l'eau et les alcalis.

Monoxyde de carbone (IV) CO₂ (dioxyde de carbone) est un gaz incolore, inodore, incombustible et peu soluble dans l’eau. En technologie, il est généralement obtenu par décomposition thermique de CaCO₃, et en laboratoire - action sur CaCO₃ acide chlorhydrique:

Le monoxyde de carbone (IV) est un oxyde acide. Ses propriétés chimiques caractéristiques sont:

Le monoxyde de carbone (IV) correspond à un acide carbonique dibasique très faible H₂CO₃, qui n'existe pas sous sa forme pure. Il forme deux rangées de sels: carbonates moyens, par exemple, carbonate de calcium CaCO₃, et bicarbonates acides, tels que Ca (HCO₃)₂ - bicarbonate de calcium.

Les carbonates sont convertis en bicarbonates sous l'action d'un excès de dioxyde de carbone dans le milieu aquatique:

Le bicarbonate de calcium est converti en carbonate sous l'action de l'hydroxyde de calcium:

Les bicarbonates et les carbonates se décomposent lorsqu'ils sont chauffés:

Silicium

Le silicium élément chimique est dans la 3ème période du groupe IVA du système périodique D.I. Mendeleev. Sa formule électronique est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, les états d’oxydation les plus caractéristiques sont –4, +4.

Le silicium est obtenu en réduisant son oxyde avec du magnésium ou du carbone dans des fours électriques, et du silicium de haute pureté en réduisant SiCl.₄ zinc ou hydrogène, par exemple:

Le silicium peut exister sous forme cristalline ou amorphe. Dans des conditions normales, le silicium est assez stable et le silicium amorphe est plus réactif que cristallin. Pour le silicium, l'état d'oxydation le plus stable est +4.

Réactions de silicium:

Le silicium ne réagit pas avec les acides (sauf le HF), il est passivé par les agents oxydants acides, mais il est bien soluble dans un mélange d'acides fluorhydrique et nitrique, ce qui peut être décrit par l'équation:

Oxyde de silicium (IV), SiO₂ (silice), que l’on trouve dans la nature principalement sous forme de quartz. Chimiquement assez stable, présente les propriétés de l'oxyde d'acide.

Propriétés de l'oxyde de silicium (IV):

Le silicium forme des acides de différentes teneurs en SiO.₂ et H₂O. Composition du composé H₂Sio₃ dans sa forme pure n'est pas sélectionné, mais pour simplifier, il peut être écrit dans les équations de réaction:

Tâches de formation

1. L'hydrogène, dans des conditions appropriées, réagit avec chacune des deux substances:

1) oxygène et fer
2) gris et chrome
3) monoxyde de carbone (II) et acide chlorhydrique
4) azote et sodium

2. Les affirmations suivantes sur l'hydrogène sont-elles correctes?

A. Le peroxyde d'hydrogène peut être obtenu en brûlant de l'hydrogène dans un excès d'oxygène.
B. La réaction entre l'hydrogène et le soufre se passe sans catalyseur.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

3. Dans des conditions appropriées, l'oxygène réagit avec chacune des deux substances:

1) hélium et fer
2) phosphore et zinc
3) oxyde de silicium (IV) et chlore
4) chlorure de potassium et soufre

4. Les affirmations suivantes sur l'oxygène sont-elles vraies?

A. L'oxygène ne réagit pas avec le chlore.
B. La réaction de l'oxygène avec le soufre donne du SO₂.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

5. Le fluor, dans des conditions appropriées, réagit avec chacune des deux substances:

1) hélium et fer
2) argon et acide nitrique
3) monoxyde de carbone (IV) et néon
4) eau et sodium

6. Les affirmations suivantes sur le fluorure sont-elles vraies?

A. La réaction de l'excès de fluor avec le phosphore conduit à la PF₅.
B. Le fluor réagit avec l'eau.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

7. Le chlore réagit avec chacune des deux substances dans des conditions appropriées:

1) oxygène et fer
2) phosphore et acide sulfurique
3) oxyde de silicium (IV) et néon
4) bromure de potassium et soufre

8. Les affirmations suivantes sur le chlore sont-elles vraies?

A. Les vapeurs de chlore sont plus légères que l'air.
B. Dans l'interaction du chlore avec l'oxygène conduit à l'oxyde de chlore (V).

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

9. Le brome réagit avec chacune des deux substances dans des conditions appropriées:

1) phosphore et fer
2) phosphore et acide sulfurique
3) oxyde de silicium (IV) et chlore
4) bromure de potassium et soufre

10. Les affirmations suivantes sur le brome sont-elles vraies?

A. Le brome ne réagit pas avec l'hydrogène.
B. Le bromium remplace le chlore par les chlorures.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

11. Dans des conditions appropriées, l'iode réagit avec chacune des deux substances:

1) hélium et fer
2) phosphore et calcium
3) oxyde de silicium (IV) et chlore
4) chlorure de potassium et soufre

12. Les affirmations suivantes sur l'iode sont-elles vraies?

A. La solution d'iode a des propriétés bactéricides.
B. L'iode réagit avec le chlorure de calcium.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

13. Le soufre, dans des conditions appropriées, réagit avec chacune des deux substances:

1) sodium et fer
2) phosphore et oxyde de zinc
3) oxyde de silicium (IV) et chlore
4) chlorure de potassium et bromure de sodium

14. Les affirmations suivantes sur le soufre sont-elles vraies?

A. Lors de la fusion de soufre et de calcium, il se forme du CaS.
B. Lorsque le soufre réagit avec l'oxygène, du SO se forme.₂.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

15. Dans des conditions appropriées, l'azote réagit avec chacune des deux substances:

1) chlorure de lithium et de calcium
2) chlore et oxyde de calcium
3) oxyde de silicium (IV) et chlore
4) lithium et calcium

16. Les affirmations suivantes sur l'azote sont-elles valables?

A. Dans l'industrie, la réaction de l'azote et de l'hydrogène est réalisée sous haute pression en présence d'un catalyseur.
B. L'interaction des formes d'azote et de sodium Na₃N.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

17. Dans des conditions appropriées, le phosphore réagit avec chacune des deux substances:

1) sulfure de sodium et de calcium
2) chlore et oxygène
3) monoxyde de carbone (IV) et soufre
4) oxyde de soufre et de zinc

18. Les affirmations suivantes sur le phosphore sont-elles vraies?

A. La réaction du phosphore avec le chlore est uniquement en présence d'un catalyseur.
B. Lors de la réaction du phosphore avec un excès de soufre, seul P est formé.₂S₃.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

19. Dans des conditions appropriées, le carbone réagit avec chacune des deux substances:

1) sulfate de calcium et de baryum
2) chlore et néon
3) oxyde de phosphore (V) et soufre
4) soufre et hydroxyde de zinc

20. Les affirmations suivantes sur le carbone sont-elles vraies?

A. Lorsque le carbone interagit avec le sodium, il se forme du carbure de sodium.₂C₂.
B. Le carbone réagit avec l'oxyde de calcium pour former du CaC.₂.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

21. Le silicium, dans des conditions appropriées, réagit avec chacune des deux substances:

1) oxygène et hydroxyde de sodium
2) chlore et néon
3) oxyde de phosphore (V) et soufre
4) soufre et hydroxyde de zinc

22. Les affirmations suivantes sur le silicium sont-elles vraies?

A. Lorsque le silicium interagit avec le carbone, il se forme un carbure de SiC.
B. Le silicium réagit avec le magnésium pour former du Mg₂Si.

1) seul A est vrai
2) seul B est vrai
3) les deux jugements sont vrais
4) les deux jugements sont faux

23. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

24. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

25. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

26. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

27. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

SUBSTANCES RÉACTIVES
A) Cl₂ + Fe →
B) Cl₂ + Cr →
B) Cl_{2 (gf)} + P →

28. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

PRODUITS DE REACTION
1) NaClO₃ + NaCl + H₂O
2) NaCl + NaClO + H₂O
3) NaClO₃ + NaCl
4) NaCl + Br₂
5) NaClBr

29. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

PRODUITS DE REACTION
1) NaClI
2) NaBrO + NaBr
3) NaBrO₃ + NaBr + H₂O
4) NaBrO + NaBr + H₂O
5) NaBr + I₂

30. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

PRODUITS DE REACTION
1) NaBr + NaBrO₃ + H₂O
2) NaBr + NaBrO + H₂O
3) je br
4) H₂SO₄ + HBr
5) HBr + SO₃

31. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

32. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

33. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

SUBSTANCES RÉACTIVES
A) S + Na →
B) S + HI →
B) S + NaOH →

34. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

SUBSTANCES RÉACTIVES
A) S + Cl₂ (court) →
B) S + HNO₃ (conc.) →
B) S + O₂ → +

35. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

36. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

37. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

38. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

SUBSTANCES RÉACTIVES
A) P + Br₂ (court) →
B) P + Li
C) P + HNO₃ (conc.) →

39. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

40. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

SUBSTANCES RÉACTIVES
A) C + H₂O →
B) C + HNO₃ →
B) C + S →

41. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

SUBSTANCES RÉACTIVES
A) Si + O₂ →
B) Si + S →
B) S i + Mg →

42. Établir une correspondance entre les réactifs et les produits de la réaction.

SUBSTANCES RÉACTIVES
A) Si + Cl₂ →
B) Si + C →
B) Si + NaOH →

43. Vu le schéma des transformations: