ЦИНК — элемент II группы четвертого периода периодической системы элементов Д.И.Менделеева. В соединениях проявляет степень окисления +2. Физические свойства: Цинк — голубовато-белый металл, хрупкий при комнатной температуре, а при 100-150°С поддается прокатке и вытягивается. На воздухе покрывается защитной оксидной пленкой.

Химические свойства: Цинк является довольно активным металлом. 1. Легко взаимодействует со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой, фосфором: 2Zn + О₂ = 2ZnО (оксид цинка) Zn + Сl₂ = 2ZnCl₂ (хлорид цинка) Zn + S = ZnS (сульфид цинка) 3Zn + 2Р = Zn₃Р₂ (фосфид цинка) 2. При нагревании взаимодействует с водой и сероводородом с выделением водорода: Zn + Н₂О = ZnО + Н₂ Zn + Н₂S = ZnS + Н₂ 3. Взаимодействует с щелочами: — при сплавлении с ними образуются соли цинковой кислоты — цинкаты. Zn + 2NаОН(крист.) = Nа₂ZnО₂ + Н₂ — при взаимодействии с водным раствором щелочи образуется комплексная соль цинковой кислоты (гидроксоцинкат натрия) Zn + 2NаОН + 2Н₂О = Na[Zn(ОН)₄] + Н₂ 4. Взаимодействует с кислотами: — с серной кислотой с образованием различных веществ в зависимости от концентрации кислоты Zn + 2Н₂SО₄ (конц.) = ZnSО₄ + SО₂ + 2Н₂О 3Zn + 4Н₂SО₄(разб.) = 3ZnSО₄ + S + 4Н₂О 4Zn + 5Н₂SО₄(сильно разб.) = 4ZnSО₄ + Н₂S + 4Н₂O — с азотной кислотой с образованием разных веществ в зависимости от концентрации кислоты: Zn + 4НNО₃ (конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NО₂ + 2Н₂O 4Zn + 10НNО₃(разб.) = 4Zn(NО₃)2 + N₂О + 5Н₂О 4Zn + 10НNО₃(сильно разб.) = 4Zn(NО₃)₂ + NН₄NО₃ + ЗН₂О

Взаимодействие металлов c серной кислотой

А. Разбавленная серная кислота. Происходит образование соли металла и выделяется водород. В качестве окислителя в разбавленной серной кислоте выступают ионы водорода:

Fe + H2SO4(разб.) = Fe SO4 + H2↑, Fe – 2e → Fe+2 - восстановитель Fe0, 2H+ + 2e → H2 - окислитель Н+.

Б. Концентрированная серная кислота. Происходит образование соли данного металла, воды и выделяется газообразный диоксид серы SO₂. В качестве окислителя выступают ионы кислотного остатка SO₄^2– (S⁺⁶):

Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + H2O + SO2, Cu0 – 2e → Cu+2 - восстановитель Cu, S+6 + 2e → S+4 - окислитель S+6.

Промышленное получение кремния

«Свободный кремний можно получить прокаливанием с магнием мелкого белого песка, который представляет собой диоксид кремния:

При этом образуется бурый порошок аморфного кремния.»^[4]

В промышленности кремний технической чистоты получают, восстанавливая расплав SiO₂ коксом при температуре около 1800 °C в руднотермических печах шахтного типа. Чистота полученного таким образом кремния может достигать 99,9 % (основные примеси — углерод, металлы).

Способ получения кремния в чистом виде разработан Николаем Николаевичем Бекетовым.

Промышленное получение углекислого газа

CaCO₃ + 2HCl CaCl₂ + CO₂ + H₂O

Химические свойства галогеналканов

1. Галогеналканы легко вступают в реакции замещения:

Примерами таких реакций служит превращение галогеналканов в спирты и амины:

2. Галогеналканы также легко вступают в реакции отщепления. При этом образуются галогеноводород и алкен. (СН3)2C-СН2+Н2O+Сl-RCH=CH2+Н2O+Г- — отщепление (СН3)3ССl+ОН-RCH2CH2OH+Г- — замещение RСН2СН2Г+ОН-RСН2СН2Г+ОН- 3. При добавлении раствора галогеналкана в диэтиловом эфире СН3СН2ОСН2СН3 к магниевой стружке происходит экзотермическая реакция: магний переходит в раствор и образуется реактив Гриньяра формулы R—Mg—Г, где R — алкильная или арильная группа, а Г — галоген. эфир R-Mg-ГRГ+Mg

Химические свойства гидроксида цинка.

• Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

• Взаимодействие с кислотными оксидами:

• Взаимодействие с избытком аммиака:

;

• Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды :

;

• Термическое разложение :

;

Взаимодействие неметаллов с серной кислотой

Концентрированная серная кислота может окислять неметаллы, например: S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O Окислительные свойства концентрированной серной кислоты могут также проявлятся с некоторыми сложными веществами – восстановителями, например: 2KBr + 2H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

Промышленное получение оконного стекла

Na2CO3+CaCO3+6SiO2=Na2O*CaO*6SiO2+2CO2(выделение) при t=1500

Химические свойства кетонов

Взаимодействие со спиртами:

CH₃COCH₃ + 2C₂H₅OH → C₂H₅—O—C(CH₃)₂—O—C₂H₅ + H₂O

c реактивами Гриньяра:

C₂H₅—C(O)—C₂H₅ + C₂H₅MgI → (C₂H₅)₃—COMgI → (C₂H₅)₃—COH,

Также кетоны реагируют с азотистыми основаниями, например, с аммиаком и первичными аминами с образованием иминов:

CH₃—C(O)—CH₃ + CH₃NH₂ → CH₃—C(N—CH₃)—CH₃ + H₂O

Химические свойства альдегидов

Высокая реакционноспособность связана с наличием высокополярной связи С=О. Проявляют свойства органических оснований.

1 Реакции присоединения

Восстановление. Альдегиды способны к восстановлению, основной продукт восстановления — первичные спирты.

НСНО + НН → СН₃ОН

Присоединение синильной кислоты. Используется для удлинения углеродной цепи.

R—CHO + HCN → R-CH(OH)-CN

Присоединение гидросульфита натрия. Используется для выделения альдегидов из растворов.

R—CHO + NaHSO₃ → R-CH(OH)-SO₃Na

Присоединение спиртов с образованием полуацеталей (при избытке спирта и хлороводороде образуются ацетали)

2 Окисление. Альдегиды легко (значительно легче, чем спирты) окисляются в соответствующие карбоновые кислоты.

Реакция «серебряного зеркала». Альдегид + Ag₂O (в аммиачном растворе) = Кислота + 2Ag. Тонкий слой осадка металлического серебра образует зеркальную поверхность (таким способом раньше получали зеркала)

СН₃СНО + Ag₂O--NH₄OH,t--> CH₃COOH + 2Ag↓

Реакция «медного зеркала». Окислителем здесь выступает свежеприготовленный (СuSO₄+2NaOH→...) Cu(OH)₂, гидроксид меди(II). Образуется кирпично-красный осадок оксида Cu(I)

R—CHO + 2Cu(OH)₂ → R—COOH + Cu₂O↓ + 2H₂O

3 Реакция полимеризации

Линейная полимеризация образование параформальдегида (n=8-100) происходит при длительном стоянии или испарении формальдегида

nHCHO → [CH₂O]n

образование полиформальдегида

nHCHO --Fe(CO)₅--> [CH₂O]n

Циклическая полимеризация Перегонка подкисленного альдегида c образованием триоксана (правильно записать в виде шестиугольника)

3HCHO ---t,H+-->-СН₂-О-СН₂-О-СН₂-О-

3 Реакция поликонденсации При нагревании (с Н+ или ОН-) альдегида с фенолом образуются фенолформальдегидные смолы

Химические свойства железа

Железо — активный металл. 1. На воздухе образуется защитная оксидная пленка, препятствующая ржавению металла. 3Fe + 2O₂ = Fe2O3 • FeO (Феррит железа) 2. Во влажном воздухе железо окисляется и покрывается ржавчиной, которая частично состоит из гидратированного оксида железа (III). 4Fe + 3О₂ + 6Н₂О = 4Fe(ОН)₃ 3. Взаимодействует с хлором, углеродом и другими неметаллами при нагревании: 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ 4.Железо вытесняет из растворов солей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений правее железа: Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu 5. Растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах c выделением водорода: Fe + 2Cl = FeCl₂ + H₂

Взаимодействие неметаллов с азотной кислотой

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂:

и сложные вещества, например:

Графит

Графит (от др.-греч. γράφω — пишу) — минерал из класса самородных элементов, одна из аллотропных модификаций углерода. Структура слоистая. Слои кристаллической решётки могут по-разному располагаться относительно друг друга, образуя целый ряд политипов, с симметрией от гексагональной сингонии (дигексагонально-дипирамидальный), до тригональной (дитригонально-скаленоэдрический). Слои слабоволнистые, почти плоские, состоят из шестиугольных слоёв атомов углерода. Кристаллы пластинчатые, чешуйчатые. Образует листоватые и округлые радиально-лучистые агрегаты, реже — агрегаты концентрически-зонального строения. У крупнокристаллических выделений часто треугольная штриховка на плоскостях (0001).