1. Siendo agentes oxidantes activos, los halógenos reaccionan con los metales. Especialmente rápidas son las reacciones de los metales con el flúor. Los metales alcalinos reaccionan explosivamente con él. Cuando se calientan, los halógenos incluso reaccionan con el oro y el platino. En una atmósfera de flúor y cloro, varios metales se queman sin precalentamiento. Recordemos algunas características de estas interacciones. El hierro y el cromo, cuando reaccionan con flúor, cloro y bromo, se oxidan a un catión trivalente. Las reacciones con yodo ya requieren un calentamiento significativo y conducen a la formación de FeJ 2 y CrJ 2 . Algunos metales se pasivan en un entorno halógeno debido a la formación de una película salina protectora. En particular, el cobre interactúa con el flúor solo a altas temperaturas debido a la formación de una película de CuF 2 . El níquel se comporta de manera similar. El flúor gaseoso se almacena y transporta en recipientes hechos de metal monel (una aleación de níquel con hierro y manganeso). La reacción del cloro con ciertos metales es retardada y muy acelerada por trazas de agua, que en estos casos actúa como catalizador. El cloro bien seco, por ejemplo, no reacciona con el hierro, por lo que el cloro licuado se almacena en cilindros de acero. El estado líquido de agregación del bromo es la causa de que reaccione con algunos metales más activamente que el cloro, ya que la concentración del reactivo en la fase líquida es mayor que la concentración en el gas. Por ejemplo, el aluminio y el hierro compactos reaccionan con el bromo a temperatura ambiente y con el cloro cuando se calientan.

2. El flúor reacciona con el hidrógeno a temperatura ambiente con una explosión, la reacción continúa a un ritmo notable incluso a -252 0 C. El cloro reacciona solo con la radiación ultravioleta o solar, ya que la reacción es de radicales libres. La reacción con bromo es menos activa y ya requiere calentamiento, por lo que se vuelve notablemente reversible debido a la insuficiente estabilidad térmica del enlace H-Br. Energía Conexiones H-J menos aún, el poder oxidante del yodo también es sensiblemente inferior al de otros halógenos, por lo que el equilibrio de la reacción H 2 + J 2 = 2HJ a temperaturas en las que la velocidad de reacción no es muy baja se desplaza significativamente hacia los materiales de partida.

3. El azufre y el fósforo se queman al interactuar con el flúor, el cloro y el bromo. En este caso se forman compuestos con flúor en los que estos elementos muestran su máximo estado de oxidación: SF 6 y PF 5. Los productos de otras reacciones dependen de las condiciones experimentales: PCl 3 , PCl 5 , PBr 3 , PBr 5 , S 2 Cl 2 , S 2 Br 2 , SCl 2 .

4. Los halógenos también reaccionan con otros no metales con una u otra actividad. Las excepciones son el oxígeno y el nitrógeno, con los que los halógenos no reaccionan directamente. Los óxidos de halógenos de varias estructuras, dependiendo de las condiciones, se pueden obtener por su reacción con el ozono.

5. La actividad del flúor es tan grande que es capaz de interactuar incluso con gases nobles (excepto He, Ne, Ar).

6. Al interactuar entre sí, los halógenos forman compuestos binarios de varias composiciones, en los que el halógeno más electronegativo exhibe un estado de oxidación negativo y el halógeno menos negativo exhibe uno positivo. Por ejemplo, ClF 5 , BrCl 3 , JF 7 , JCl.

Reacciones con sustancias complejas

1. El agua se enciende espontáneamente en una atmósfera de flúor y la reacción continúa hasta que el flúor se consume por completo. Dependiendo de la temperatura y otras condiciones, tienen lugar una serie de reacciones: 3F 2 + 3H 2 O \u003d F 2 O + 4HF + H 2 O 2 2F 2 + H 2 O \u003d F 2 O + 2HF; con vapor con explosión: 2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O \u003d 6HF + O 3; con hielo: F 2 + H 2 O \u003d HOF + HF. El cloro, que se disuelve de forma limitada en agua (2 volúmenes de cloro (¡gas!) por 1 volumen de agua), reacciona reversiblemente con él: Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO. El bromo se comporta de manera similar, pero el equilibrio Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO se desplaza más hacia la izquierda. Un equilibrio similar para el yodo se desplaza tanto hacia los reactivos que podemos decir que la reacción no procede. De acuerdo con lo anterior, existen cloro y agua de bromo, pero el yodo y el flúor no existen. Al mismo tiempo, en solución acuosa El anión yoduro se encontró en bajas concentraciones, cuya apariencia se explica por la formación de hidrato de yodo en solución, que puede disociarse en J +. H2O y J-. El equilibrio de disociación del hidrato de yodo también se desplaza fuertemente hacia la forma no disociada.

2. Considere las reacciones de los halógenos con los ácidos. Son posibles reacciones redox en las que se intercambian electrones entre un halógeno y un elemento que forma parte del ácido. En este caso, el cloro y el bromo suelen actuar como agentes oxidantes y el yodo como agente reductor. Aquí están los más reacciones características: J 2 + 10HNO 3 (conc) \u003d 2HJO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3J 2 + 10HNO 3 \u003d 6HNO 3 + 10NO + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 \u003d 2HCl + Br 2 H 2 SO 3 ( SO 2 + H 2 O) + Br 2 + H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4 HCOOH + Cl 2 (Br 2) = CO 2 + 2HCl (HBr). Las reacciones con flúor conducen a la destrucción.

3. Al interactuar con los álcalis, los halógenos se desproporcionan, es decir, aumentan y disminuyen simultáneamente su estado de oxidación. El cloro reacciona en frío: Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO, y cuando se calienta - 3Cl 2 + 6NaOH \u003d 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O, porque. El anión hipoclorito, cuando se calienta en solución, se desproporciona en clorato y cloruro. Los hipobromitos y los hipoyoditos son incluso menos estables, por lo que el bromo y el yodo ya dan bromatos y yodatos a temperatura ambiente. Por ejemplo: 3J 2 + 6KOH \u003d 5KJ + KJO 3. La interacción del cloro en frío con el hidróxido de calcio conduce a la formación de una sal mixta de cloruro de calcio-hipoclorito - lejía: Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d CaOCl2 + H2O.

4. A diferencia de la mayoría de las sustancias, el flúor reacciona a temperatura ambiente con el dióxido de silicio. La reacción es catalizada por trazas de agua. Como el SiO 2 es el componente principal del vidrio, el flúor disuelve el vidrio según la reacción: 2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 .

5. Al interactuar con sales, óxidos y otros compuestos binarios, son posibles las reacciones redox, de las cuales se deben tener en cuenta las reacciones de desplazamiento por un halógeno más activo (más electronegativo) de una sal menos activa de la composición de la sal, por ejemplo: 2KJ + Cl 2 \u003d 2KCl + J 2. Un signo externo de esta reacción es la aparición de un color amarillo (marrón en una concentración significativa) de yodo molecular. Con el paso prolongado de cloro a través de una solución de yoduro de potasio, el color desaparece, ya que el yodo se oxida aún más a HJO 3, cuya solución es incolora: J 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O \u003d 10HCl + 2HJO 3.

Compuestos halógenos

1. haluros de hidrógeno sustancias que son gaseosas en condiciones normales. El punto de ebullición del fluoruro de hidrógeno es +19 0 C (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Es anómalamente grande debido a la formación de enlaces de hidrógeno muy fuertes en el fluoruro de hidrógeno líquido. Debido a los fuertes enlaces de hidrógeno, no hay iones libres en el fluoruro de hidrógeno líquido y no conduce electricidad , siendo un no electrolito. Todos los haluros de hidrógeno tienen enlaces simples altamente polares. Al descender en el grupo de arriba hacia abajo, la polaridad del enlace disminuye, ya que el extremo negativo del dipolo del enlace hidrógeno-halógeno es halógeno, y del flúor al yodo, la electronegatividad disminuye significativamente. Pero la fuerza del enlace se ve afectada en mayor medida por un aumento en la longitud del enlace, por lo que el enlace más fuerte de la serie en consideración está en la molécula HF y el más débil en la molécula HJ. Todos los haluros de hidrógeno son altamente solubles en agua. En este caso, se produce ionización y disociación. Durante la disociación, se obtiene un catión hidronio, por lo tanto, las soluciones acuosas de haluros de hidrógeno tienen propiedades ácidas. El clorhídrico (clorhídrico), el bromhídrico y el yodhídrico son ácidos fuertes. El más fuerte de ellos es el yodhídrico, no sólo por el enlace más débil de la molécula, sino también por la mayor estabilidad del ion yoduro, cuya concentración de carga se reduce debido a su gran tamaño. El ácido fluorhídrico (hidrofluorhídrico) es débil debido a la presencia de enlaces de hidrógeno no solo entre las moléculas de fluoruro de hidrógeno, sino también entre el fluoruro de hidrógeno y las moléculas de agua. Estos enlaces son tan fuertes que es posible la formación de fluoruros ácidos en soluciones concentradas, aunque el ácido fluorhídrico es monobásico: KOH + 2HF = KHF 2. El anión difluoruro ácido tiene un fuerte enlace de hidrógeno: . El ácido fluorhídrico también reacciona con el vidrio, la reacción en general es la siguiente: SiO 2 + 6HF \u003d H 2 + 2H 2 O. Los ácidos hidrohálicos exhiben todas las propiedades de los ácidos no oxidantes. Pero desde muchos metales son propensos a la formación de aniones complejos ácidos; a veces reaccionan con metales que están en la serie de voltaje después del hidrógeno. Por ejemplo, 2Cu + 4HI = 2H + H2. El fluoruro de hidrógeno y el cloruro de hidrógeno no se oxidan con ácido sulfúrico concentrado, por lo que se pueden obtener a partir de haluros secos, por ejemplo ZnCl 2 (sólido) + H 2 SO 4 (conc) = ZnSO 4 + 2HCl. El bromuro de hidrógeno y el yoduro de hidrógeno se oxidan en estas condiciones: 2HBr + H 2 SO 4 (conc) = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O; 8HI + H 2 SO 4 (conc) = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O. Para desplazarlos de la composición de las sales, se utiliza ácido fosfórico absoluto, que prácticamente no presenta propiedades oxidantes. El ácido nítrico concentrado oxida el cloruro de hidrógeno a cloro, que en el momento del aislamiento es un agente oxidante muy fuerte. Una mezcla de ácido nítrico y clorhídrico concentrado se llama “aqua regia” y es capaz de disolver oro y platino: Au + HNO 3 + 4HCl = H + NO + 2H 2 O. El cloruro de hidrógeno y el ácido clorhídrico concentrado también son oxidados por otros agentes oxidantes fuertes (MnO 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7). Estas reacciones se utilizan como métodos de laboratorio para la obtención de cloro molecular. Los haluros de hidrógeno también se pueden obtener a partir de la hidrólisis de la mayoría de los haluros no metálicos. Al recibir HI, una mezcla de yodo con fósforo rojo se ve afectada directamente por el agua: 2P + 3I 2 + 6H 2 O \u003d 2H 3 PO 3 + 6HI. Cabe recordar que la síntesis directa a partir de sustancias simples solo es posible para HF y HCl.

2. Sales de ácidos hidrohalicos. La mayoría de las sales son solubles. Las sales de plomo divalentes son ligeramente solubles y las sales de plata son insolubles. La interacción del catión de plata y los iones de haluro es una reacción cualitativa: AgF es soluble, AgCl es un precipitado de queso blanco, AgBr es un precipitado de color amarillo pálido, AgI es un precipitado de color amarillo brillante. Algunos haluros metálicos, como los haluros de aluminio y mercurio (excepto el fluoruro), son compuestos covalentes. El cloruro de aluminio es capaz de sublimar, los haluros de mercurio solubles se disocian en agua paso a paso. El cloruro de estaño (IV) es un líquido.

3. Una reacción cualitativa al yodo molecular es la aparición de un color azul con una solución de almidón..

4. Compuestos de oxígeno halógenos. El flúor forma dos compuestos con oxígeno: F 2 O - fluoruro de oxígeno - un gas amarillo claro con t bp = -144.8 ° С; obtenido pasando rápidamente flúor a través de una solución de hidróxido de sodio al 2%. Difluoruro de dioxígeno - F 2 O 2 - un gas de color marrón claro, a -57 ° C se convierte en un líquido rojo cereza, ya -163 ° C se convierte en un sólido naranja. El F 2 O 2 se obtiene por la interacción de sustancias simples durante el enfriamiento y la acción de una descarga luminiscente eléctrica. Por encima del punto de ebullición, ya es inestable, actúa como el agente oxidante y fluorante más fuerte. Los óxidos de otros halógenos son compuestos endotérmicos y son inestables. A temperatura ambiente, algunos de ellos, por ejemplo, Cl 2 O 7, existen solo debido a la inhibición cinética del proceso de descomposición. El óxido de cloro (VII) es un líquido incoloro con un punto de ebullición de 83°C, que se descompone explosivamente cuando se calienta a 120°C. El único compuesto exotérmico de halógeno y oxígeno es J 2 O 5 . Es blanco sustancia cristalina, que se descompone en sustancias simples sin explosión a temperaturas superiores a 300°C. Se utiliza para detectar y cuantificar monóxido de carbono (II) en el aire: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2.

5. Ácidos halógenos oxigenados. Se conocen ácidos de fórmula general HEOx en los que los halógenos exhiben estados de oxidación positivos impares. Para el cloro, esto es HClO - hipoclorosoácido, débil, inestable. Se descompone de acuerdo con la ecuación: HClO = HCl + O, y el oxígeno en el momento de la liberación exhibe propiedades oxidantes muy fuertes. Obtenido por la reacción: 2Cl 2 + 2HgO + H 2 O \u003d HgO. HgCl 2 ↓ + 2HClO, las sales se llaman hipocloritos. HClO2 - cloruroácido, también es débil e inestable. sales - cloritos. HClO3 - cloroácido. Este ya es un ácido fuerte, pero es estable solo en soluciones acuosas diluidas. En términos de poder oxidante, es algo inferior al ácido clorhídrico. sales - cloratos. Clóricoácido - HClO 4 - uno de los ácidos inorgánicos más fuertes. Sus soluciones acuosas son estables y seguras durante el almacenamiento, se suele utilizar una solución al 72%, que casi no presenta propiedades oxidantes. El ácido perclórico existe en su forma libre como un líquido incoloro y muy humeante que puede explotar cuando se almacena o se calienta. Las sales se llaman percloratos. Por lo tanto, con un aumento en el número de átomos de oxígeno, la fuerza de los ácidos de cloro que contienen oxígeno aumenta y su capacidad de oxidación disminuye.Los ácidos de bromo y yodo correspondientes tienen propiedades similares, pero son mucho menos estables. Especialmente en los estados de oxidación de los halógenos +1 y +3. Soluciones bromo Los ácidos son estables por un corto tiempo solo a 0°C. bromo el ácido es similar al ácido clórico . Yodoácido - cristales transparentes incoloros con t pl \u003d 110 ° С. Se obtiene por oxidación del yodo con concentrado Ácido nítrico, peróxido de hidrógeno, ozono, cloro en agua: J 2 + 5H 2 O 2 = 2HJO 3 + 4H 2 O bromo El ácido, a diferencia del ácido perclórico, es un agente oxidante fuerte y no se aísla en estado libre, lo que está asociado con el fenómeno de la periodicidad secundaria, como resultado de lo cual es desfavorable que el bromo muestre el máximo estado de oxidación positivo. Hay varios yodoácidos: HJO 4, H 5 JO 6 (ortoyodico), H 3 JO 5 (metaiodo). El más estable es H 5 JO 6 . Esta es una sustancia cristalina incolora con t pl \u003d 122 ° C, es un ácido de fuerza media y es propenso a la formación de sales ácidas, ya que los principales equilibrios en su solución son los siguientes: H 5 JO 6 \u003d H + + H 4 JO 6 - K \u003d 10 -3 H 4 JO 6 - = JO 4 - + 2H 2 OK=29 H 4 JO 6 - = H + + H 3 JO 6 - K=2. 10 -7 . Resumamos. ácidos fuertes son HClO 4 , HClO 3 , HBrO 4 , HBrO 3 , HJO 3 . HClO, HClO 2 , HBrO, HBrO 4 , H 5 JO 6 tienen fuertes propiedades oxidantes.

6. Sales de ácidos que contienen oxígeno más estable que los ácidos. Es interesante que los percloratos y peryodatos son insolubles para los metales del subgrupo potasio, mientras que el rubidio también tiene cloratos, bromatos y perbromatos, aunque normalmente Metales alcalinos todas las sales son solubles. La mayoría de las sales se descomponen cuando se calientan: KClO 4 \u003d KCl + 2O 2. El clorato de potasio, que también se llama "sal de Bertolet", se desproporciona cuando se calienta: 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4 El hipoclorito también se comporta: 3KClO \u003d 2KCl + KClO 3 Si la sal contiene impurezas, especialmente óxidos metálicos, la descomposición puede ir parcialmente al de otra manera: 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2. Cuando se utiliza dióxido de manganeso como catalizador, este camino se convierte en el principal.

7. Reacciones redox de aniones oxohalogenato. Las sales se disocian completamente en solución. En este caso se obtienen aniones oxohalogenato -EOx- que, en presencia de carga negativa, son agentes oxidantes más débiles que las moléculas ácidas. Por ejemplo, el ácido hipocloroso puede oxidar su propia sal: 2HClO + NaClO = NaClO 3 + 2HCl. En una solución salina, exhiben propiedades oxidantes notables solo en un ambiente ácido. Vale la pena señalar las reacciones proporcionadas: KClO 3 + 6HCl \u003d 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O KJO 3 + 5KJ + H 2 SO 4 \u003d 3J 2 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O. Cuando se calientan, estos las sales se convierten en fuertes agentes oxidantes. Toda la industria de fósforos y pirotecnia se basa en las reacciones de la sal de Bertolet, por ejemplo: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 + 2Al = Al 2 O 3 + KCl. Los equilibrios complejos conducen al hecho de que los ácidos de halógenos que contienen oxígeno y sus sales, que actúan como agentes oxidantes, se reducen con mayor frecuencia a Hal-1.

8. Métodos de obtención de halógenos. El flúor se obtiene por electrólisis de una masa fundida de hidrofluoruro de potasio (KHF 2). En la industria, el cloro se produce por electrólisis de una solución de cloruro de sodio o de ácido clorhídrico, según el método Deacon: 4HCl + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Cl 2 (cuando se calienta y usa CuCl 2 como catalizador), por la interacción de la lejía con el ácido clorhídrico. En el laboratorio: la interacción del ácido clorhídrico concentrado con KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 o MnO 2 cuando se calienta. El bromo se obtiene desplazándolo con cloro de la composición de bromuro de potasio o de sodio, así como oxidando bromuros con ácido sulfúrico concentrado. Todas estas reacciones ya han sido discutidas. El yodo también puede ser desplazado por cloro o bromo de la composición de yoduro. Es posible oxidar el anión yoduro con dióxido de manganeso en un medio ácido. Dado que el anión yoduro se oxida fácilmente, aquí son posibles una amplia variedad de reacciones.

COBRE.

Elemento con número ordinal 29, relativo masa atomica 63.545. Pertenece a la familia de los elementos d. EN sistema periódico está en el período IV, el grupo I, un subgrupo lateral. La estructura de la capa externa de electrones: 3d 10 4s 1 . En el estado fundamental, el subnivel d está lleno, pero no es lo suficientemente estable, por lo tanto, además del estado de oxidación +1, que se puede suponer a partir de estructura electronicaátomo, el cobre presenta estados de oxidación +2, incluso +3 y muy raramente +4. El radio del átomo de cobre es bastante pequeño: 0,128 nm. Es incluso más pequeño que el radio del átomo de litio: 0,155 nm. Su único electrón 4s, cuando está más cerca del núcleo, cae bajo la pantalla de la capa 3d 10 completa, lo que aumenta su atracción hacia el núcleo y, con ello, el potencial de ionización. Por lo tanto, el cobre es un metal inactivo, en la serie de voltaje viene después del hidrógeno.

propiedades físicas. El cobre es un metal rojo suave, dúctil, viscoso, fácilmente estirable en un alambre. Tiene una alta conductividad térmica y eléctrica, que solo es superada por el oro y la plata.

Propiedades químicas de una sustancia simple. En aire seco, el cobre es bastante inerte, ya que está cubierto con una película delgada de una mezcla de CuO y Cu 2 O, lo que hace que la superficie sea más color oscuro y evita una mayor interacción con el oxígeno atmosférico. En presencia de cantidades significativas de humedad y dióxido de carbono, se produce corrosión, cuyo producto es carbonato de hidroxocobre (II) verde: 2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuO) 2 CO 3.

Hasta la fecha, existen alrededor de 2,5 millones de compuestos diversos, tanto naturales como artificialmente sintetizados por humanos. Todos ellos son muy diferentes, algunos de ellos son participantes insustituibles en los procesos biológicos que ocurren en los organismos vivos. Los compuestos se distinguen entre sí por las propiedades de las sustancias. Las características y qué más le permite identificar una molécula química en particular, lo consideraremos más a fondo.

¿Qué es una sustancia?

Si definimos este concepto, entonces necesitamos señalar su conexión con los cuerpos físicos. Después de todo, es costumbre considerar la sustancia de la que están compuestos estos cuerpos. Entonces, el vidrio, el hierro, el azufre, la madera son sustancias. Se pueden dar ejemplos sin fin. Es más fácil de entender lo siguiente: el término en cuestión se refiere a toda la variedad de diferentes combinaciones de moléculas que existen en el mundo, así como a las partículas monoatómicas simples.

Por lo tanto, el agua, el alcohol, los ácidos, los álcalis, las proteínas, los carbohidratos, la sal, el azúcar, la arena, la arcilla, el diamante, los gases, etc., son todas sustancias. Los ejemplos le permiten captar más claramente la esencia de este concepto.

El cuerpo físico es un producto creado por la naturaleza o por el hombre a base de varios compuestos. Por ejemplo, un vaso es un cuerpo que está hecho de vidrio, mientras que una hoja de papel es un cuerpo que es pulpa procesada o madera.

Por supuesto, todas las moléculas son diferentes. Lo que subyace a su diferencia se llama sus propiedades: físicas, organolépticas y químicas. Se determinan utilizando métodos especiales, que cada ciencia tiene los suyos. Pueden ser métodos matemáticos, analíticos, experimentales, instrumentales, y muchos más diversos. Por ejemplo, la ciencia química utiliza para cada sustancia, o más bien, para su identificación, su reactivo. Se selecciona en función de las características estructurales de la molécula y la predicción de las propiedades químicas. Luego se comprueba experimentalmente, se aprueba y se fija en la base teórica.

Clasificación de sustancias

La división de compuestos en grupos puede basarse en muchas características diferentes. Por ejemplo, estado agregado. Todos ellos pueden ser de cuatro tipos según este factor:

• plasma;
• líquido;
• sustancia cristalina (sólido).

Si tomamos como base un signo más "profundo", todas las sustancias se pueden dividir en:

• orgánico - basado en cadenas y ciclos de átomos de carbono e hidrógeno;
• inorgánico - todo el resto.

Según la composición elemental, que reflejan las fórmulas de las sustancias, todas ellas son:

• simple - de un tipo de átomo químico;
• complejo - dos o más tipos diferentes de elementos.

A su vez, los simples se dividen en metales y no metales. Los compuestos tienen muchas clases: sales, bases, ácidos, óxidos, ésteres, hidrocarburos, alcoholes, ácidos nucleicos, etc.

Diferentes tipos de fórmulas compuestas.

¿Qué es una visualización, es decir, una representación gráfica de conexiones? Por supuesto, estas son fórmulas de sustancias. Ellos son diferentes. Dependiendo de la especie, la información contenida en ellos sobre la molécula también difiere. Sí, hay opciones:

1. Empírica o molecular. Refleja los aspectos cuantitativos y composición cualitativa sustancias Incluye los símbolos de los elementos constituyentes y un índice en la esquina inferior izquierda del mismo, mostrando la cantidad de este átomo en la molécula. Por ejemplo, H 2 O, Na 2 SO 4, AL 2 (SO 4) 3.
2. gráfico electrónico. Esta fórmula muestra el número de electrones de valencia de cada elemento que forma el compuesto. Por lo tanto, según esta opción, ya es posible predecir algunos químicos y sustancias.
3. EN química Orgánica se acostumbra utilizar completos y abreviados, reflejan el orden de unión de los átomos en las moléculas, además, indican claramente la pertenencia de una sustancia a una clase particular de compuestos. Y esto nos permite determinar con precisión el tipo específico de molécula y predecir todas las interacciones características de la misma.

Por lo tanto, el simbolismo químico y las fórmulas de compuestos compuestas correctamente son la parte más importante del trabajo con todas las sustancias conocidas. Esto es algo que todo estudiante de química debería saber.

Propiedades físicas

Una característica muy importante es la propiedades físicas sustancias ¿Qué se aplica exactamente a este grupo?

1. Estado agregado bajo varias condiciones, incluidas las estándar.
2. Temperaturas de ebullición, fusión, congelación, evaporación.
3. Características organolépticas: color, olor, sabor.
4. Solubilidad en agua y otros disolventes (orgánicos, por ejemplo).
5. Densidad y fluidez, viscosidad.
6. Conductividad eléctrica y térmica, capacidad calorífica.
7. permeabilidad eléctrica.
8. Radioactividad.
9. Absorción y emisión.
10. Inductancia.

También hay una serie de indicadores que son muy importantes para lista completa reflejando las propiedades de las sustancias. Sin embargo, se encuentran entre lo físico y lo químico. Esta:

• tipo de red cristalina;
• electronegatividad;
• dureza y fragilidad;
• maleabilidad y plasticidad;
• volatilidad o volatilidad;
• efectos biológicos sobre los organismos vivos (venenoso, asfixiante, paralizante nervioso, neutro, favorable, etc.).

A menudo, estos indicadores se mencionan precisamente cuando ya se consideran directamente. Propiedades químicas sustancias No obstante, también puedes especificarlos en el apartado físico, lo que no supondrá un error.

Propiedades químicas de las sustancias.

Este grupo incluye todos los tipos posibles de interacciones de la molécula considerada con otras sustancias simples y complejas. Es decir, estas son directamente reacciones químicas. Para cada tipo de conexión, son estrictamente específicos. Sin embargo, las propiedades generales de grupo se distinguen para toda una clase de sustancias.

Por ejemplo, todos los ácidos son capaces de reaccionar con los metales según su posición en la serie electroquímica de voltajes metálicos. Además, todos se caracterizan por reacciones de neutralización con álcalis, interacción con bases insolubles. Sin embargo, los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados son especiales, ya que los productos de su interacción con los metales difieren de los que se obtienen como resultado de las reacciones con otros miembros de la clase.

Cada sustancia tiene muchas propiedades químicas. Su número está determinado por la actividad del compuesto, es decir, la capacidad de reaccionar con otros componentes. Los hay muy reactivos, los hay prácticamente inertes. Este es estrictamente un indicador individual.

sustancias simples

Estos incluyen aquellos que consisten en el mismo tipo de átomos, pero en números diferentes. Por ejemplo, S 8, O 2, O 3, Au, N 2, P 4, CL 2, Ar y otros.

Las propiedades químicas de las sustancias simples se reducen a la interacción con:

• rieles;
• no metales;
• agua;
• ácidos;
• álcalis e hidróxidos anfóteros;
• compuestos orgánicos;
• sales;
• óxidos;
• peróxidos y anhídridos y otras moléculas.

De nuevo, cabe señalar que se trata de una característica muy específica para cada caso concreto. Por lo tanto, las propiedades físicas y químicas de las sustancias simples se consideran individualmente.

Sustancias complejas

Este grupo incluye tales compuestos, cuyas moléculas están formadas por dos o más elementos químicos diferentes. El número de cada uno de ellos puede ser diferente. Para entender, aquí hay algunos ejemplos simples:

• H3PO4;
• K3;
• Cu(OH)2;
• AL 2 O 3 y otros.

Como todas pertenecen a diferentes clases de sustancias, se distinguen sustancias físicas y químicas comunes. caracteristicas quimicas imposible para todos. Se trata de propiedades específicas, peculiares e individuales en cada caso.

sustancias inorgánicas

Hoy hay más de 500 mil de ellos. Los hay simples y complejos. En total, hay varios principales que representan toda su diversidad.

1. Las sustancias simples son los metales.
2. Óxidos.
3. Las sustancias simples son los no metales.
4. gases nobles o inertes.
5. Peróxidos.
6. anhídridos.
7. Compuestos volátiles de hidrógeno.
8. hidruros.
9. Sal.
10. ácidos.
11. Cimientos.
12. compuestos anfóteros.

Cualquier representante de cada una de las clases tiene su propio conjunto de propiedades fisicoquímicas que permiten distinguirlo de otros compuestos e identificarlo.

Propiedades de las sustancias orgánicas

La orgánica es una rama de la química que se ocupa del estudio de compuestos distintos de los inorgánicos y sus propiedades. Su estructura se basa en átomos de carbono que pueden combinarse entre sí en varias estructuras:

• cadenas lineales y ramificadas;
• ciclos;
• anillos aromáticos;
• heterociclos.

Los organismos vivos consisten precisamente en tales compuestos, porque la base de la vida son las proteínas, las grasas y los carbohidratos. Todos ellos son representantes, por lo tanto, sus propiedades son especiales. Sin embargo, en cualquier caso, independientemente de la molécula de la que estemos hablando, seguirá estando caracterizada por un determinado conjunto de propiedades fisicoquímicas que ya hemos mencionado anteriormente.

¿Qué es la materia viva?

La sustancia de la que se compone toda la biomasa de nuestro planeta se llama vida. Es decir, aquellos organismos que componen la vida en él:

• bacterias y virus;
• protozoos;
• plantas;
• animales;
• hongos;
• gente.

Dado que la mayor parte de los compuestos en la composición de un ser vivo son orgánicos, son precisamente ellos los que pueden atribuirse al grupo de la materia viva. Sin embargo, no todos. Solo aquellos sin los cuales la existencia de representantes de la biosfera viviente es imposible. Estos son proteínas, ácidos nucleicos, hormonas, vitaminas, grasas, carbohidratos, aminoácidos y otros. El término "materia viva" fue introducido por Vernadsky, el fundador de la teoría de la biosfera del planeta.

Propiedades de la materia viva:

• posesión de energía con la posibilidad de su transformación;
• autorregulación;
• movimiento arbitrario;
• alternancia de generaciones;
• extraordinaria variedad.

Cristales y sustancias metálicas

Todos los compuestos que tienen un cierto tipo de estructura reticular espacial se denominan cristalinos. Hay compuestos con una red cristalina atómica, molecular o metálica. Dependiendo del tipo, las propiedades también difieren Los compuestos sólidos típicos que tienen la forma de cristales finamente o gruesos dispersos son varias sales.

También hay sustancias simples con una estructura similar, por ejemplo, diamante o grafito, piedras preciosas y semipreciosas, minerales, rocas. Sus principales propiedades:

• dureza;
• fragilidad;
• Puntos medios de fusión y ebullición.

Sin embargo, como siempre, todas las características pueden no ser adecuadas para todos.

Las sustancias exhiben metales, sus aleaciones. Tienen un conjunto de características comunes:

• maleabilidad y plasticidad;
• altos puntos de ebullición y fusión;
• conductividad eléctrica y térmica;
• brillo metálico.

Bases (hidróxidos)- sustancias complejas, cuyas moléculas tienen uno o más grupos OH hidroxilo en su composición. La mayoría de las veces, las bases consisten en un átomo de metal y un grupo OH. Por ejemplo, NaOH es hidróxido de sodio, Ca (OH) 2 es hidróxido de calcio, etc.

Hay una base: hidróxido de amonio, en el que el grupo hidroxi no está unido al metal, sino al ion NH 4 + (catión de amonio). El hidróxido de amonio se forma disolviendo amoníaco en agua (reacciones de adición de agua a amoníaco):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (hidróxido de amonio).

La valencia del grupo hidroxilo es 1. El número de grupos hidroxilo en la molécula base depende de la valencia del metal y es igual a ella. Por ejemplo, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3, etc.

Todos los terrenos - sólidos que tienen diferentes colores. Algunas bases son altamente solubles en agua (NaOH, KOH, etc.). Sin embargo, la mayoría de ellos no se disuelven en agua.

Las bases solubles en agua se llaman álcalis. Las soluciones alcalinas son "jabonosas", resbaladizas al tacto y bastante cáusticas. Los álcalis incluyen hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, etc.). El resto son insolubles.

Bases insolubles- estos son hidróxidos anfóteros que, al interactuar con ácidos, actúan como bases y se comportan como ácidos con álcali.

Las diferentes bases difieren en su capacidad para separar los grupos hidroxi, por lo que se dividen en bases fuertes y débiles según la característica.

Las bases fuertes donan fácilmente sus grupos hidroxilo en soluciones acuosas, pero las bases débiles no lo hacen.

Propiedades químicas de las bases.

Las propiedades químicas de las bases se caracterizan por su relación con los ácidos, anhídridos de ácido y sales.

1. Actuar sobre indicadores. Los indicadores cambian de color según la interacción con diferentes productos químicos. En soluciones neutras, tienen un color, en soluciones ácidas, otro. Al interactuar con las bases, cambian de color: el indicador naranja de metilo se vuelve amarillo, el indicador de tornasol se vuelve azul y la fenolftaleína se vuelve fucsia.

2. interactuar con óxidos de ácido desde formación de sal y agua:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaccionar con ácidos, formando sal y agua. La reacción de la interacción de una base con un ácido se llama reacción de neutralización, ya que después de completarse, el medio se vuelve neutral:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. reaccionar con sales formando una nueva sal y base:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Capaz de descomponerse en agua y óxido básico cuando se calienta:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.

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El medio ambiente es material. La materia es de dos tipos: sustancia y campo. El objeto de la química es una sustancia (incluida la influencia en la sustancia de varios campos: sonido, magnético, electromagnético, etc.)

Sustancia: todo lo que tiene una masa en reposo (es decir, se caracteriza por la presencia de masa cuando no se mueve). Entonces, aunque la masa en reposo de un electrón (la masa de un electrón que no se mueve) es muy pequeña, alrededor de 10 -27 g, incluso un electrón es una sustancia.

La sustancia viene en tres estados de agregación- gaseosos, líquidos y sólidos. Hay otro estado de la materia: el plasma (por ejemplo, hay plasma en las tormentas eléctricas y los relámpagos), pero en curso escolar La química del plasma apenas se considera.

Las sustancias pueden ser puras, muy puras (necesarias, por ejemplo, para crear fibra óptica), pueden contener cantidades apreciables de impurezas, pueden ser mezclas.

Todas las sustancias están formadas por pequeñas partículas llamadas átomos. Sustancias formadas por átomos del mismo tipo.(a partir de átomos de un elemento), llamado simple(por ejemplo, carbón vegetal, oxígeno, nitrógeno, plata, etc.). Las sustancias que contienen átomos interconectados de diferentes elementos se llaman complejas.

Si una sustancia (por ejemplo, el aire) contiene dos o más sustancias simples, y sus átomos no están interconectados, entonces no se llama complejo, sino una mezcla de sustancias simples. El número de sustancias simples es relativamente pequeño (alrededor de quinientas), mientras que el número de sustancias complejas es enorme. Hasta la fecha, se conocen decenas de millones de diferentes sustancias complejas.

Transformaciones químicas

Las sustancias pueden interactuar entre sí y surgen nuevas sustancias. Tales transformaciones se llaman químico. Por ejemplo, una sustancia simple, el carbón, interactúa (los químicos dicen que reacciona) con otra sustancia simple, el oxígeno, lo que da como resultado la formación de una sustancia compleja, el dióxido de carbono, en el que los átomos de carbono y oxígeno están interconectados. Tales transformaciones de una sustancia en otra se llaman químicas. Las transformaciones químicas son reacciones químicas. Entonces, cuando el azúcar se calienta en el aire, una sustancia dulce compleja, la sacarosa (de la que se compone el azúcar), se convierte en una sustancia simple, el carbón, y una sustancia compleja, el agua.

La química es el estudio de la transformación de una sustancia en otra. La tarea de la química es averiguar con qué sustancias esta o aquella sustancia puede interactuar (reaccionar) en determinadas condiciones, lo que se forma en este caso. Además, es importante averiguar en qué condiciones se puede realizar esta o aquella transformación y se puede obtener la sustancia deseada.

Propiedades físicas de las sustancias.

Cada sustancia se caracteriza por una combinación de propiedades físicas y químicas. Las propiedades físicas son propiedades que se pueden caracterizar utilizando instrumentos físicos.. Por ejemplo, usando un termómetro, puede determinar los puntos de fusión y ebullición del agua. Los métodos físicos pueden caracterizar la capacidad de una sustancia para conducir una corriente eléctrica, determinar la densidad de una sustancia, su dureza, etc. Durante los procesos físicos, las sustancias permanecen sin cambios en su composición.

Las propiedades físicas de las sustancias se dividen en contables (aquellas que se pueden caracterizar usando ciertos dispositivos físicos mediante un número, por ejemplo, indicando densidad, puntos de fusión y ebullición, solubilidad en agua, etc.) e innumerables (aquellas que no se pueden caracterizar por un número o muy difícil como color, olor, sabor, etc.).

Propiedades químicas de las sustancias.

Las propiedades químicas de una sustancia son un conjunto de información sobre con qué otras sustancias y en qué condiciones entra en interacciones químicas sustancia dada. La tarea más importante de la química es identificar las propiedades químicas de las sustancias.

Las transformaciones químicas involucran las partículas más pequeñas de sustancias: los átomos. Durante las transformaciones químicas, se forman otras sustancias a partir de algunas sustancias, y las sustancias originales desaparecen, y en su lugar se forman nuevas sustancias (productos de reacción). PERO átomos en todos Las transformaciones químicas se conservan.. Su reordenamiento ocurre, durante las transformaciones químicas, los enlaces antiguos entre los átomos se destruyen y surgen nuevos enlaces.

Elemento químico

Número varias sustancias enorme (y cada uno de ellos tiene su propio conjunto de propiedades físicas y químicas). Hay relativamente pocos átomos en el mundo material que nos rodea, que difieren entre sí en sus características más importantes: alrededor de cien. Cada tipo de átomo tiene su propio elemento químico. Un elemento químico es una colección de átomos con las mismas o similares características.. Hay alrededor de 90 especies diferentes que se encuentran en la naturaleza. elementos químicos. Hasta la fecha, los físicos han aprendido a crear nuevos tipos de átomos que están ausentes en la Tierra. Tales átomos (y, en consecuencia, tales elementos químicos) se denominan artificiales (en inglés, elementos hechos por el hombre). Hasta la fecha se han sintetizado más de dos docenas de elementos obtenidos artificialmente.

Cada elemento tiene un nombre en latín y un símbolo de una o dos letras. No existen reglas claras para la pronunciación de los símbolos de los elementos químicos en la literatura química en ruso. Algunos lo pronuncian así: llaman al elemento en ruso (símbolos de sodio, magnesio, etc.), otros, en letras latinas (símbolos de carbono, fósforo, azufre), otros, cómo suena el nombre del elemento en latín ( hierro, plata, oro, mercurio). Es costumbre pronunciar el símbolo del elemento hidrógeno H de la misma manera que se pronuncia esta letra en francés.

En la siguiente tabla se ofrece una comparación de las características más importantes de los elementos químicos y las sustancias simples. Varias sustancias simples pueden corresponder a un elemento (fenómeno de alotropía: carbono, oxígeno, etc.), o tal vez a uno solo (argón y otros gases inertes).

El grupo IIA contiene solo metales: Be (berilio), Mg (magnesio), Ca (calcio), Sr (estroncio), Ba (bario) y Ra (radio). Las propiedades químicas del primer representante de este grupo, el berilio, difieren mucho de las propiedades químicas de los otros elementos de este grupo. Sus propiedades químicas son, en muchos sentidos, incluso más similares al aluminio que a otros metales del grupo IIA (la llamada "similitud diagonal"). El magnesio, en términos de propiedades químicas, también difiere notablemente del Ca, Sr, Ba y Ra, pero todavía tiene propiedades químicas mucho más similares que las del berilio. Debido a la gran similitud de las propiedades químicas del calcio, el estroncio, el bario y el radio, se combinan en una sola familia, denominada tierra alcalina rieles.

Todos los elementos del grupo IIA pertenecen a s-elementos, es decir contienen todos sus electrones de valencia s-subnivel. De este modo, Configuración electrónica la capa externa de electrones de todos los elementos químicos de este grupo tiene la forma ns 2 , donde norte– número del período en el que se encuentra el elemento.

Debido a las peculiaridades de la estructura electrónica de los metales del grupo IIA, estos elementos, además de cero, son capaces de tener un único estado de oxidación, igual a +2. Sustancias simples formadas por elementos del grupo IIA, con la participación de cualquiera reacciones químicas sólo puede oxidarse, es decir, donar electrones:

Yo 0 - 2e - → Yo +2

El calcio, el estroncio, el bario y el radio son extremadamente reactivos. Las sustancias simples formadas por ellos son agentes reductores muy fuertes. El magnesio es también un fuerte agente reductor. La actividad reductora de los metales obedece a las leyes generales de la ley periódica de D.I. Mendeleev y aumenta hacia abajo en el subgrupo.

Interacción con sustancias simples.

con oxigeno

Sin calentamiento, el berilio y el magnesio no reaccionan ni con el oxígeno atmosférico ni con el oxígeno puro debido al hecho de que están cubiertos con finas películas protectoras que consisten en óxidos de BeO y MgO, respectivamente. Su almacenamiento no requiere ningún método especial de protección contra el aire y la humedad, a diferencia de los metales alcalinotérreos, que se almacenan bajo una capa de un líquido inerte para ellos, la mayoría de las veces queroseno.

Be, Mg, Ca, Sr, cuando se queman en oxígeno, forman óxidos de la composición MeO y Ba, una mezcla de óxido de bario (BaO) y peróxido de bario (BaO 2):

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ba + O 2 \u003d 2BaO

Ba + O 2 \u003d BaO 2

Cabe señalar que durante la combustión de metales alcalinotérreos y magnesio en el aire, la reacción de estos metales con el nitrógeno atmosférico también se produce en paralelo, como resultado de lo cual, además de los compuestos de metales con oxígeno, los nitruros con el general fórmula Me 3 N 2 también se forman.

con halógenos

El berilio reacciona con los halógenos solo a altas temperaturas, mientras que el resto de los metales del Grupo IIA ya a temperatura ambiente:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - yoduro de magnesio

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - bromuro de calcio

Ba + Cl 2 \u003d BaCl 2 - cloruro de bario

con no metales de los grupos IV–VI

Todos los metales del grupo IIA reaccionan cuando se calientan con todos los no metales de los grupos IV-VI, pero dependiendo de la posición del metal en el grupo, así como de la actividad de los no metales, se requiere un grado diferente de calentamiento. Dado que el berilio es el más químicamente inerte entre todos los metales del grupo IIA, sus reacciones con los no metales requieren mucho más sobre alta temperatura.

Cabe señalar que la reacción de los metales con el carbono puede formar carburos de diversa naturaleza. Hay carburos relacionados con los metanuros y convencionalmente considerados derivados del metano, en los que todos los átomos de hidrógeno son reemplazados por un metal. Ellos, como el metano, contienen carbono en el estado de oxidación -4, y durante su hidrólisis o interacción con ácidos no oxidantes, el metano es uno de los productos. También hay otro tipo de carburos: los acetilenuros, que contienen el ion C 2 2-, que en realidad es un fragmento de la molécula de acetileno. Los carburos del tipo acetilenuro por hidrólisis o interacción con ácidos no oxidantes forman acetileno como uno de los productos de reacción. El tipo de carburo, metanuro o acetilenuro, que se obtendrá mediante la interacción de uno u otro metal con el carbono depende del tamaño del catión metálico. Como regla general, los metanuros se forman con iones metálicos que tienen un radio pequeño y los acetiluros con iones más grandes. En el caso de los metales del segundo grupo, el metanuro se obtiene por la interacción del berilio con el carbono:

Los metales restantes del grupo II A forman acetilenuros con carbono:

Con el silicio, los metales del grupo IIA forman siliciuros - compuestos del tipo Me 2 Si, con nitrógeno - nitruros (Me 3 N 2), fósforo - fosfuros (Me 3 P 2):

con hidrogeno

Todos los metales alcalinotérreos reaccionan cuando se calientan con hidrógeno. Para que el magnesio reaccione con el hidrógeno, no basta con calentarlo, como en el caso de los metales alcalinotérreos; además de una temperatura elevada, también se requiere una mayor presión de hidrógeno. El berilio no reacciona con el hidrógeno bajo ninguna condición.

Interacción con sustancias complejas

con agua

Todos los metales alcalinotérreos reaccionan activamente con el agua para formar álcalis (hidróxidos de metales solubles) e hidrógeno. El magnesio reacciona con el agua solo durante la ebullición, debido a que cuando se calienta, la película protectora de óxido de MgO se disuelve en agua. En el caso del berilio, la película protectora de óxido es muy resistente: el agua no reacciona con él ni en ebullición ni al rojo vivo:

con ácidos no oxidantes

Todos los metales del subgrupo principal del grupo II reaccionan con ácidos no oxidantes, ya que están en la serie de actividad a la izquierda del hidrógeno. En este caso, se forman una sal del ácido correspondiente e hidrógeno. Ejemplos de reacción:

Be + H 2 SO 4 (razb.) \u003d BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

con ácidos oxidantes

− ácido nítrico diluido

Todos los metales del Grupo IIA reaccionan con ácido nítrico diluido. En este caso, los productos de reducción en lugar de hidrógeno (como en el caso de los ácidos no oxidantes) son óxidos de nitrógeno, principalmente óxido de nitrógeno (I) (N 2 O), y en el caso del ácido nítrico muy diluido, nitrato de amonio ( NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO3 ( razb .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO3 (muy desagregado)\u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

− ácido nítrico concentrado

El ácido nítrico concentrado a temperatura normal (o baja) pasiva el berilio, es decir, no reacciona con ella. Al hervir, la reacción es posible y procede principalmente de acuerdo con la ecuación:

El magnesio y los metales alcalinotérreos reaccionan con el ácido nítrico concentrado para formar una amplia gama de diferentes productos de reducción de nitrógeno.

− ácido sulfúrico concentrado

El berilio se pasiva con ácido sulfúrico concentrado, es decir, no reacciona con él en condiciones normales, sin embargo, la reacción continúa durante la ebullición y conduce a la formación de sulfato de berilio, dióxido de azufre y agua:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

El bario también es pasivado por ácido sulfúrico concentrado debido a la formación de sulfato de bario insoluble, pero reacciona con él cuando se calienta, el sulfato de bario se disuelve cuando se calienta en ácido sulfúrico concentrado debido a su conversión en sulfato de hidrógeno de bario.

Los metales restantes del grupo principal IIA reaccionan con ácido sulfúrico concentrado en cualquier condición, incluso en frío. La reducción del azufre puede ocurrir a SO 2, H 2 S y S, dependiendo de la actividad del metal, la temperatura de reacción y la concentración del ácido:

Mg + H 2 SO 4 ( concentrado .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H2SO4 ( concentrado .) \u003d 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H2SO4 ( concentrado .) \u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

con álcalis

El magnesio y los metales alcalinotérreos no interactúan con los álcalis, y el berilio reacciona fácilmente tanto con soluciones alcalinas como con álcalis anhidros durante la fusión. Además, cuando la reacción se lleva a cabo en una solución acuosa, el agua también participa en la reacción, y los productos son tetrahidroxoberilatos de metales alcalinos o alcalinotérreos e hidrógeno gaseoso:

Ser + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - tetrahidroxoberilato de potasio

Al llevar a cabo la reacción con álcali sólido durante la fusión, se forman berilatos de metales alcalinos o alcalinotérreos e hidrógeno.

Ser + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - berilato de potasio

con óxidos

metales alcalinotérreos, así como el magnesio puede reducir los metales menos activos y algunos no metales de sus óxidos cuando se calienta, por ejemplo:

El método para restaurar los metales a partir de sus óxidos con magnesio se llama magnesiotermia.