Nekovy sú chemické prvky, ktoré majú typické nekovové vlastnosti a nachádzajú sa v pravom hornom rohu periodickej tabuľky. Aké vlastnosti sú vlastné týmto prvkom a s čím reagujú nekovy?

Nekovy: všeobecné vlastnosti

Nekovy sa líšia od kovov tým, že majú viac elektrónov na svojej vonkajšej energetickej úrovni. Preto sú ich oxidačné vlastnosti výraznejšie ako u kovov. Nekovy sa vyznačujú vysokými hodnotami elektronegativity a vysokým redukčným potenciálom.

Nekovy zahŕňajú chemické prvky, ktoré sú v plynnom, kvapalnom alebo pevnom stave agregátov. Takže napríklad dusík, kyslík, fluór, chlór, vodík sú plyny; jód, síra, fosfor – tuhá látka; bróm je kvapalina (at izbová teplota). Celkovo je 22 nekovov.

Ryža. 1. Nekovy – plyny, tuhé látky, kvapaliny.

So zvyšujúcim sa nábojom atómového jadra sa pozoruje vzor zmien vlastností chemické prvky od kovových po nekovové.

Chemické vlastnosti nekovov

Vodíkové vlastnosti nekovov sú hlavne prchavé zlúčeniny, ktoré sú vo vodných roztokoch kyslé. Majú molekulárne štruktúry, ako aj kovalentné polárne väzby. Niektoré, ako napríklad voda, amoniak alebo fluorovodík, tvoria vodíkové väzby. Zlúčeniny vznikajú priamou interakciou nekovov s vodíkom. Príklad:

S+H2 =H2S (až o 350 stupňov je rovnováha posunutá doprava)

Všetky zlúčeniny vodíka majú redukčné vlastnosti a ich redukčná sila sa zvyšuje sprava doľava v priebehu periódy a zhora nadol v skupine. Sírovodík teda horí, keď veľké množstvá kyslík:

2H2S+303=2S02+2H20+1158 kJ.

Oxidácia môže prebiehať inou cestou. Vodný roztok sírovodíka sa teda už vo vzduchu zakalí v dôsledku tvorby síry:

H2S+302=2S+2H20

Zlúčeniny nekovov s kyslíkom sú spravidla kyslé oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám obsahujúcim kyslík (oxokyseliny). Štruktúra oxidov typických nekovov je molekulárna.

Čím vyšší je oxidačný stav nekovu, tým silnejšia je zodpovedajúca okysličujúca kyselina. Chlór teda neinteraguje priamo s kyslíkom, ale tvorí množstvo oxokyselín, ktoré zodpovedajú oxidom a anhydridom týchto kyselín.

Najznámejšie soli týchto kyselín sú bielidlo CaOCl 2 (zmes kyseliny chlórnej a chlorovodíkovej), Bertholletova soľ KClO 3 (chlorečnan draselný).

Dusík v oxidoch vykazuje kladné oxidačné stavy +1, +2, +3, +4, +5. Prvé dva oxidy N 2 O a NO nie sú solitvorné a sú to plyny. N 2 O 3 (oxid dusnatý III) – je anhydrid kyseliny dusnej HNO 2. Oxid dusnatý IV – hnedý plyn NO 2 – plyn, ktorý sa dobre rozpúšťa vo vode, pričom vznikajú dve kyseliny. Tento proces možno vyjadriť rovnicou:

2N02+H20=HN03 (kyselina dusičná)+HN02 ( kyselina dusitá) – redoxná reakcia disproporcie

Ryža. 2. Kyselina dusitá.

Anhydrid dusnatý N 2 O 5 je biela kryštalická látka, ktorá sa ľahko rozpúšťa vo vode. Príklad:

N205 + H20=2HN03

Soli kyseliny dusičnej sa nazývajú dusičnany a sú rozpustné vo vode. Na výrobu dusíkatých hnojív sa používajú draselné, vápenaté a sodné soli.

Fosfor tvorí oxidy s oxidačným stavom +3 a +5. Najstabilnejším oxidom je anhydrid kyseliny fosforečnej P 2 O 5, ktorý tvorí molekulárnu mriežku, v ktorej uzloch sa nachádzajú diméry P 4 O 10. Soli kyseliny ortofosforečnej sa používajú ako fosfátové hnojivá napríklad ammofos NH 4 H 2 PO 4 (dihydrogenfosforečnan amónny).

Nekovový aranžmán stôl

Skupina	ja	III	IV	V	VI	VII	VIII
Prvé obdobie	H						On
Druhé obdobie		B	C	N	O	F	Nie
Tretia tretina			Si	P	S	Cl	Ar
Štvrtá tretina				Ako	Se	Br	Kr
Piate obdobie					Te	ja	Xe
Šiesta perióda						o	Rn

Prednáška 24

Nekovy.

Osnova prednášky:

Nekovy sú jednoduché látky

Postavenie nekovov v periodickej tabuľke

Počet nekovových prvkov je podstatne menší ako počet kovových prvkov Desať chemických prvkov (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) má typické nekovové vlastnosti. Šesť prvkov, ktoré sú zvyčajne klasifikované ako nekovy, vykazuje dvojité (kovové aj nekovové) vlastnosti (B, Si, As, Se, Te, At). A do zoznamu neziskoviek sa nedávno dostalo ďalších 6 prvkov. Ide o takzvané ušľachtilé (alebo inertné) plyny (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Takže 22 známych chemických prvkov je zvyčajne klasifikovaných ako nekovy.

Prvky vykazujúce nekovové vlastnosti v periodickej tabuľke sú umiestnené nad bór-astatínovou diagonálou (obr. 26).

Atómy väčšiny nekovov, na rozdiel od atómov kovov, majú vo vonkajšej elektronickej vrstve veľký počet elektrónov – od 4 do 8. Výnimkou sú atómy vodíka, hélia, bóru, ktoré majú vo vonkajšej vrstve 1, 2 a 3 elektróny. úrovni, resp.

Spomedzi nekovov patria do rodiny s len dva prvky - vodík (1s 1) a hélium (1s 2), všetky ostatné patria do R-rodina .

Atómy typických nekovov (A) sa vyznačujú vysokou elektronegativitou a vysokou elektrónovou afinitou, ktorá určuje ich schopnosť vytvárať negatívne nabité ióny s elektrónovými konfiguráciami zodpovedajúcich vzácnych plynov:

A 0 + nê → A n -

Tieto ióny sú súčasťou iónových zlúčenín nekovov s typickými kovmi. Nekovy majú tiež negatívne oxidačné stavy v kovalentných zlúčeninách s inými menej elektronegatívnymi nekovmi (najmä vodík).

Nekovové atómy v kovalentných zlúčeninách s viac elektronegatívnymi nekovmi (najmä kyslíkom) majú kladné oxidačné stavy. Najvyšší pozitívny oxidačný stav nekovu, zvyčajne, rovná číslu skupiny, v ktorej sa nachádza.

Nekovy sú jednoduché látky

Napriek tomu, že nie veľké číslo nekovových prvkov, ich úloha a význam ako na Zemi, tak aj vo vesmíre sú obrovské. 99 % hmotnosti Slnka a ostatných hviezd tvoria nekovy vodík a hélium. Vzduchový obal Zeme tvoria nekovové atómy – dusík, kyslík a vzácne plyny. Hydrosféru Zeme tvorí jedna z najdôležitejších látok pre život – voda, ktorej molekuly pozostávajú z nekovov vodíka a kyslíka. Živej hmote dominuje 6 nekovov – uhlík, kyslík, vodík, dusík, fosfor, síra.

Za normálnych podmienok existujú nekovové látky v rôznych stavoch agregácie:

1) plyny: vodík H2, kyslík O2, dusík N2, fluór F2, chlór C12, inertné plyny: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn

2) kvapaliny: bróm Br 2

3) tuhé látky jód I 2, uhlík C, kremík Si, síra S, fosfor P atď.

Sedem nekovových prvkov tvorí jednoduché látky, ktoré existujú vo forme dvojatómových molekúl E 2 (vodík H 2, kyslík O 2, dusík N 2, fluór F 2, chlór C1 2, bróm Br 2, jód I 2).

Keďže medzi atómami v kryštálovej mriežke nekovov nie sú žiadne voľné elektróny, líšia sa fyzikálnymi vlastnosťami od kovov:

¾ nemajú lesk;

¾ krehké, majú rôznu tvrdosť;

¾ sú zlými vodičmi tepla a elektriny.

Nekovové pevné látky sú prakticky nerozpustné vo vode; plynný O 2, N 2, H 2 a halogény majú veľmi nízku rozpustnosť vo vode.

Rad nekovov sa vyznačuje tým alotropia- jav existencie jedného prvku vo forme niekoľkých jednoduchých látok. Alotropické modifikácie sú známe pre kyslík (kyslík O 2 a ozón O 3), síru (ortorombickú, jednoklonnú a plastickú), fosfor (biely, červený a čierny), uhlík (grafit, diamant a karabín atď.), kremík (kryštalický a amorfný).

Chemické vlastnosti nekovy

Nekovy sa výrazne líšia svojou chemickou aktivitou. Dusík a vzácne plyny teda vstupujú do chemických reakcií len za veľmi ťažkých podmienok ( vysoký tlak a teplota, prítomnosť katalyzátora).

Najreaktívnejšie nekovy sú halogény, vodík a kyslík. Síra, fosfor a najmä uhlík a kremík sú reaktívne len pri zvýšených teplotách.

Nekovy v chemické reakcie vykazujú oxidačné aj redukčné vlastnosti. Najvyššia oxidačná kapacita je charakteristická pre halogény a kyslík. Nekovy ako vodík, uhlík, kremík majú prevládajúce redukčné vlastnosti.

I. Oxidačné vlastnosti nekovov:

1. Interakcia s kovmi. V tomto prípade sa tvoria binárne zlúčeniny: s kyslíkom - oxidy, s vodíkom - hydridy, s dusíkom - nitridy, s halogénmi - halogenidy atď.:

2Cu + O2 → 2CuO

2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3

2. Interakcia s vodíkom. Nekovy tiež pôsobia ako oxidačné činidlá pri reakciách s vodíkom, pričom vytvárajú prchavé vodíkové zlúčeniny:

H2 + C12 -> 2HC1

N2 + 3H2 -> t, p, kat. 2NH3

3. Interakcia s nekovmi. Nekovy tiež vykazujú oxidačné vlastnosti pri reakciách s menej elektronegatívnymi nekovmi:

2Р + 5С1 2 → 2РС1 5 ;

C + 2S → CS 2.

4. Interakcia s komplexnými látkami. Oxidačné vlastnosti nekovov sa môžu prejaviť aj pri reakciách s komplexnými látkami. Napríklad voda horí vo fluórovej atmosfére:

2F2 + 2H20 -> 4HF + 02.

II. Redukčné vlastnosti nekovov

1. Interakcia s nekovmi. Nekovy môžu vykazovať redukčné vlastnosti vo vzťahu k nekovom s väčšou elektronegativitou a predovšetkým vo vzťahu k fluóru a kyslíku:

4P + 502 -> 2P205;

N2 + O2 -> 2NO

2. Interakcia s komplexnými látkami. Niektoré nekovy môžu byť redukčnými činidlami, čo umožňuje ich použitie v metalurgickej výrobe:

C + ZnO → Zn + CO;

5H2 + V205 -> 2V + 5H20.

SiО 2 + 2С → Si + 2СО.

Nekovy vykazujú redukčné vlastnosti pri interakcii s komplexnými látkami - silnými oxidačnými činidlami, napr.

3S + 2KS103 -> 3SO2 + 2KS1;

6P + 5KSlO3 → ZR205 + 5KS1.

C + 2H2S04 -> C02 + 2S02 + 2H20;

3P + 5HN03 + 2H20 → ZN3P04 + 5NO.

Všeobecné metódy získavanie nekovov

Niektoré nekovy sa v prírode nachádzajú vo voľnom stave: síra, kyslík, dusík, vzácne plyny. V prvom rade sú súčasťou vzduchu jednoduché látky – nekovy.

Veľké množstvá kyslíkových a dusíkových plynov sa získavajú rektifikáciou vzduchu (separáciou).

Najaktívnejšie nekovy - halogény - sa získavajú elektrolýzou tavenín alebo roztokov zo zlúčenín. V priemysle sa pomocou elektrolýzy súčasne vo veľkých množstvách získavajú tri dôležité produkty: najbližší analóg fluóru - chlór, vodík a hydroxid sodný. Ako elektrolyt sa používa roztok chloridu sodného privádzaný do elektrolyzéra zhora.

Metódy výroby nekovov budú podrobnejšie diskutované neskôr v príslušných prednáškach.

1. Kovy reagujú s nekovmi.

2 Ja + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li20

Alkalické kovy, s výnimkou lítia, tvoria peroxidy:

2Na + 02 = Na202

2. Kovy predchádzajúce vodíku reagujú s kyselinami (okrem kyseliny dusičnej a sírovej) a uvoľňujú vodík

Me + HCl → soľ + H2

2 Al + 6 HCl -> 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Aktívne kovy reagujú s vodou za vzniku alkálií a uvoľňujú vodík.

2Me+ 2n H20 -> 2Me(OH)n+ n H 2

Produktom oxidácie kovu je jeho hydroxid – Me(OH)n (kde n je oxidačný stav kovu).

Napríklad:

Ca + 2H20 -> Ca(OH)2 + H2

4. Stredne aktívne kovy reagujú s vodou pri zahrievaní za vzniku oxidu kovu a vodíka.

2Me + nH20 -> Me20n + nH2

Oxidačným produktom pri takýchto reakciách je oxid kovu Me20n (kde n je oxidačný stav kovu).

3Fe + 4H20 → Fe203FeO + 4H2

5. Kovy po vodíku nereagujú s vodou a kyslými roztokmi (okrem koncentrácie dusíka a síry)

6. Viac aktívne kovy vytláčajú menej aktívne z roztokov ich solí.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Aktívne kovy - zinok a železo - nahradili meď v sírane a vytvorili soli. Zinok a železo sa oxidovali a meď sa redukovala.

7. Halogény reagujú s vodou a alkalickým roztokom.

Fluór, na rozdiel od iných halogénov, oxiduje vodu:

2H 2 O+2F 2 = 4HF + 0 2 .

v chlade: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O vzniká chlorid a chlórnan

pri zahriatí: vzniká 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O lorid a chlorečnan

8 Aktívne halogény (okrem fluóru) vytláčajú menej aktívne halogény z roztokov ich solí.

9. Halogény nereagujú s kyslíkom.

10. Amfotérne kovy (Al, Be, Zn) reagujú s roztokmi zásad a kyselín.

3Zn+4H2S04= 3 ZnS04+S+4H20

11. Horčík reaguje s oxidom uhličitým a oxidom kremičitým.

2Mg + C02 = C + 2MgO

Si02+2Mg=Si+2MgO

12. Alkalické kovy (okrem lítia) tvoria s kyslíkom peroxidy.

2Na + 02 = Na202

3. Klasifikácia anorganických zlúčenín

Jednoduché látky – látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov rovnakého typu (atómov toho istého prvku). Pri chemických reakciách sa nemôžu rozkladať za vzniku iných látok.

Komplexné látky (alebo chemické zlúčeniny) sú látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov rôznych typov (atómov rôznych chemických prvkov). Pri chemických reakciách sa rozkladajú za vzniku niekoľkých ďalších látok.

Jednoduché látky sú rozdelené do dvoch veľkých skupín: kovy a nekovy.

Kovy - skupina prvkov s charakteristickými kovovými vlastnosťami: tuhé látky (s výnimkou ortuti) majú kovový lesk a sú dobrí sprievodcovia teplo a elektrina, kujné (železo (Fe), meď (Cu), hliník (Al), ortuť (Hg), zlato (Au), striebro (Ag) atď.).

Nekovy – skupina prvkov: tuhé, kvapalné (bróm) a plynné látky, ktoré nemajú kovový lesk, sú izolanty a sú krehké.

A komplexné látky sa zase delia do štyroch skupín alebo tried: oxidy, zásady, kyseliny a soli.

Oxidy - sú to zložité látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy kyslíka a nejakú inú látku.

Dôvody - sú to komplexné látky, v ktorých sú atómy kovov spojené s jednou alebo viacerými hydroxylovými skupinami.

Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú zásady komplexné látky, ktorých disociáciou vo vodnom roztoku vznikajú katióny kovov (resp. NH4+) a hydroxidové anióny OH-.

Kyseliny - sú to zložité látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov.

Soli - sú to zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov. Soľ je produkt čiastočného alebo úplného nahradenia atómov vodíka kyseliny kovom.

I. Prvky. Formujú sa nekovy p-prvky, ako aj vodík a hélium, ktoré sú s-prvky. V dlhej dobovej tabuľke p-prvky, ktoré tvoria nekovy, sú umiestnené vpravo a nad konvenčnou hranicou B - At.

II. Atómy. Nekovové atómy sú malé (orbitálny polomer menší ako 0,1 nm). Väčšina z nich má štyri až osem valenčných elektrónov (tiež najvzdialenejšie), ale atóm vodíka má jeden, atóm hélia dva a atóm bóru tri valenčné elektróny. Nekovové atómy pomerne ľahko pripájajú cudzie elektróny (ale nie viac ako tri). Nekovové atómy nemajú tendenciu darovať elektróny.

Pre atómy nekovových prvkov v období s rastúcim atómovým číslom

• jadrový náboj sa zvyšuje;
• zmenšovanie atómových polomerov;
• počet elektrónov vo vonkajšej vrstve sa zvyšuje;
• zvyšuje sa počet valenčných elektrónov;
• zvyšuje sa elektronegativita;
• zlepšujú sa oxidačné (nekovové) vlastnosti (okrem prvkov skupiny VIIIA).

Pre atómy nekovových prvkov v podskupine (v dlhoperiodickej tabuľke - v skupine) s rastúcim atómovým číslom

• jadrový náboj sa zvyšuje;
• polomer atómu sa zväčšuje;
• elektronegativita klesá;
• počet valenčných elektrónov sa nemení;
• počet vonkajších elektrónov sa nemení (s výnimkou vodíka a hélia);
• oxidačné (nekovové) vlastnosti oslabujú (okrem prvkov skupiny VIIIA).

III. Jednoduché látky. Väčšina nekovov sú jednoduché látky, v ktorých sú atómy spojené kovalentnými väzbami; Vo vzácnych plynoch nie sú žiadne chemické väzby. Medzi nekovy patria molekulárne aj nemolekulárne látky. To všetko vedie k tomu, že fyzikálne vlastnosti, charakteristická pre všetky nekovy, č.

Molekulové nekovy: H 2, N 2, P 4 (biely fosfor), As 4, O 2, O 3, S 8, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Patria sem aj vzácne plyny (He, Ne, Ar, Kr, Kx, Rn), ktorých atómy sú ako „monatomické molekuly“.

Pri izbovej teplote sú vodík, dusík, kyslík, ozón, fluór a chlór plyny; bróm - kvapalina; fosfor, arzén, síra a jód sú pevné látky.

Nemolekulárne nekovy: B (niekoľko alotropných modifikácií), C (grafit), C (kosoštvorec), Si, Ge, P (červená), P (čierna), As, Se, Te. Všetky z nich sú pevné látky, kremík, germánium, selén a niektoré ďalšie majú polovodičové vlastnosti.

IV. Chemické vlastnosti. Väčšina nekovov má oxidačné vlastnosti. Ako oxidačné činidlá reagujú s kovmi:

s komplexnými látkami:

S komplexnými látkami:

H2 + HCHO = CH30H

6P + 5KC103 = 5KCI + 3P205

V. Zlúčeniny vodíka. Všetky nekovy (okrem prvkov vzácnych plynov) tvoria molekulárne zlúčeniny vodíka, pričom uhlík a bór sú veľmi bežné. Najjednoduchšie zlúčeniny vodíka:

Všetky z nich sú plyny okrem vody. Látky uvedené tučným písmom vo vodnom roztoku sú silné kyseliny.

V skupine, keď sa sériové číslo zvyšuje, ich stabilita sa znižuje a ich regeneračná aktivita sa zvyšuje.

V období s rastúcim poradovým číslom sa v skupine zvyšujú kyslé vlastnosti ich roztokov, tieto vlastnosti slabnú.

VI. Oxidy a hydroxidy. Všetky oxidy nekovov sú klasifikované ako kyslé alebo nesolitvorné. Nesolnotvorné oxidy: CO, SiO, N 2 O, NO.

Nasledujúce kyseliny zodpovedajú vyšším oxidom nekovov (silné kyseliny sú vyznačené tučným písmom)

So zvyšujúcim sa sériovým číslom sa zvyšuje sila vyšších kyselín. V skupinách neexistuje výrazná závislosť.

INTERAKCIA KOVOV S NEKOVY

Nekovy vykazujú oxidačné vlastnosti pri reakciách s kovmi, prijímajú z nich elektróny a redukujú sa.

Interakcia s halogénmi

Halogény (F2, Cl2, Br2, I2 ) sú silné oxidačné činidlá, preto s nimi za normálnych podmienok reagujú všetky kovy:

2 Ja + n Hal 2 → 2 MeHal n

Produktom tejto reakcie je soľ - halogenid kovu ( MeFn-fluorid, MeCln-chlorid, MeBrn-bromid, Meln -jodid). Pri interakcii s kovom sa halogén redukuje na najnižší oxidačný stav (-1) anrovná oxidačnému stavu kovu.

Rýchlosť reakcie závisí od chemickej aktivity kovu a halogénu. Oxidačná aktivita halogénov klesá v skupine zhora nadol (od F až I).

Interakcia s kyslíkom

Takmer všetky kovy sú oxidované kyslíkom (okrem Ag, Au, Pt ) a vznikajú oxidy Ja 2 O n .

Aktívne kovy Za normálnych podmienok ľahko interagujú s kyslíkom vo vzduchu.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (s bleskom)

Kovy so strednou aktivitou reagovať aj s kyslíkom pri bežných teplotách. Rýchlosť takejto reakcie je však výrazne nižšia ako pri účasti aktívnych kovov.

Nízko aktívne kovy pri zahrievaní oxiduje kyslíkom (spaľovanie v kyslíku).

Oxidy Kovy možno rozdeliť do troch skupín podľa ich chemických vlastností:

1. Zásadité oxidy ( Na20, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O atď.) sú tvorené kovmi v nízkych oxidačných stavoch (+1, +2, zvyčajne pod +4). Zásadité oxidy reagujú s kyslými oxidmi a kyselinami za vzniku solí:

CaO + CO2 → CaC03

CuO + H2S04 → CuSO4 + H20

2. Kyslé oxidy ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 atď.) sú tvorené kovmi vo vysokých oxidačných stavoch (zvyčajne nad +4). Kyslé oxidy reagujú so zásaditými oxidmi a zásadami za vzniku solí:

Fe03 + K20 → K2FeO4

Cr03 + 2KOH → K2Cr04 + H20

3. Amfotérne oxidy ( BeO, Al 2 O 3, ZnO, SnO, MnO 2, Cr 2 O 3, PbO, PbO 2 atď.) majú dvojaký charakter a môžu interagovať s kyselinami aj zásadami:

Cr203 + 3H2S04 → Cr2(SO4) + 3H20

Cr203 + 6NaOH → 2Na3

Interakcia so sírou

Všetky kovy reagujú so sírou (okrem Au ), tvoriace soli - sulfidy Me 2 S n . V tomto prípade sa síra redukuje na oxidačný stav „-2“. platina ( Pt ) interaguje so sírou iba v jemne rozdrvenom stave. Alkalické kovy, ako aj Ca a Mg pri zahrievaní výbušne reagujú so sírou. Zn, Al (práškový) a Mg v reakcii so sírou dávajú záblesk. Zľava doprava v rade aktivít klesá rýchlosť interakcie kovov so sírou.

Interakcia s vodíkom

Niektoré aktívne kovy tvoria zlúčeniny s hydridmi vodíka:

2 Na + H2 -> 2 NaH

V týchto zlúčeninách je vodík v zriedkavom oxidačnom stave „-1“.

E.A. Nudnová, M.V. Andryuchova