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 agregácie. Takže napríklad dusík, kyslík, fluór, chlór, vodík sú plyny; jód, síra, fosfor - pevná látka; bróm je kvapalina (at izbová teplota). Spolu je to 22 nekovov.

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

S nárastom náboja jadra atómu 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 kovalentnú polárnu väzbu. Niektoré, ako napríklad voda, amoniak alebo fluorovodík, tvoria vodíkové väzby. Zlúčeniny vznikajú priamou interakciou nekovov s vodíkom. Príklad:

S + H 2 \u003d H 2 S (do 350 stupňov, rovnováha sa posunie doprava)

Všetky zlúčeniny vodíka majú redukčné vlastnosti, pričom ich redukčná sila sa zvyšuje sprava doľava v určitom období a zhora nadol v skupine. Takže sírovodík horí vo veľkom počte kyslík:

2H2S + 3O3 \u003d 2SO2 + 2H20 + 1158 kJ.

Oxidácia môže prebiehať iným spôsobom. Takže už vo vzduchu sa vodný roztok sírovodíka zakalí v dôsledku tvorby síry:

H2S + 302 \u003d 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 kyselina obsahujúca kyslík. Chlór teda neinteraguje priamo s kyslíkom, ale tvorí množstvo oxokyselín, ktoré zodpovedajú oxidom, anhydridom týchto kyselín.

Najznámejšie sú soli týchto kyselín ako bielidlo CaOCl 2 (zmesová soľ kyseliny chlórnej a chlorovodíkovej), bertoletová 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:

2NO 2 + H20 \u003d HNO 3 (kyselina dusičná) + HNO 2 ( kyselina dusitá) - redoxná disproporcionačná reakcia

Ryža. 2. Kyselina dusitá.

Anhydrid kyseliny dusičnej N 2 O 5 je biela kryštalická látka, ktorá je ľahko rozpustná vo vode. Príklad:

N205 + H20 \u003d 2HN03

Soli kyseliny dusičnej sa nazývajú ledky, sú rozpustné vo vode. Na výrobu dusíkatých hnojív sa používajú soli draslíka, vápnika, sodíka.

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

Tabuľka usporiadania nekovov

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.

Plán prednášok:

Nekovy sú jednoduché látky

Postavenie nekovov v periodickom systéme

Počet nekovových prvkov je oveľa menší ako kovových prvkov Desať chemických prvkov (H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I) má typické nekovové vlastnosti. Šesť prvkov, ktoré sa zvyčajne označujú 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, Kg, Xe, Rn). Takže 22 známych chemických prvkov je zvyčajne klasifikovaných ako nekovy.

Prvky, ktoré vykazujú nekovové vlastnosti v periodickom systéme, sa nachádzajú nad diagonálou bór-astat (obr. 26).

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

Spomedzi nekovov patria do rodiny s iba 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 záporne nabité ióny s elektronickými konfiguráciami zodpovedajúcich inertných 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 s vodíkom).

Atómy nekovov v kovalentných zlúčeninách s viac elektronegatívnymi nekovmi (najmä s kyslíkom) majú kladné oxidačné stavy. Najvyšší kladný oxidačný stav nekovu, zvyčajne, rovné číslu skupiny v ktorom 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. V živej hmote prevláda 6 nekovov - uhlík, kyslík, vodík, dusík, fosfor, síra.

Za normálnych podmienok existujú nekovové látky v rôznych stavoch agregácie:

1) plyny: vodík H 2, kyslík O 2, dusík N 2, fluór F 2, chlór C1 2, inertné plyny: He, Ne, Ar, Kg, Xe, Rn

2) kvapalina: 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 zle vedú teplo a elektrinu.

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

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

Chemické vlastnosti nekovy

Podľa chemickej aktivity sa nekovy navzájom výrazne líšia. Takže dusík a vzácne plyny vstupujú do chemických reakcií len za veľmi drsných 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. V takých nekovoch, ako je vodík, uhlík, kremík, prevládajú redukčné vlastnosti.

I. Oxidačné vlastnosti nekovov:

1. Interakcia s kovmi. V tomto prípade sa tvoria binárne zlúčeniny: s kyslíkom - oxidy, s vodíkom - hydridy, dusík - nitridy, halogény - 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:

2P + 5C12 -> 2PC15;

C + 2S → CS2.

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

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

II. Redukčné vlastnosti nekovov

1. Interakcia s nekovmi. Nekovy môžu vykazovať redukčné vlastnosti vo vzťahu k nekovom s vyššou 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.

Si02 + 2C → Si + 2CO.

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 → ZH3RO4 + 5NO.

Všeobecné metódy výroba nekovov

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

Veľké množstvo plynného kyslíka a dusíka sa získava 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 najdôležitejšie produkty: najbližším analógom fluóru je chlór, vodík a hydroxid sodný. Použitým elektrolytom je roztok chloridu sodného privádzaný do článku zhora.

Podrobnejšie sa metódam získavania nekovov bude venovať neskôr v príslušných prednáškach.

1. Kovy reagujú s nekovmi.

2Me+ n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li20

Alkalické kovy, s výnimkou lítia, tvoria peroxidy:

2Na + O2 \u003d Na202

2. Kovy stojace pred vodíkom reagujú s kyselinami (okrem dusičnej a sírovej konc.) za uvoľňovania vodíka

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 H2

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

Napríklad:

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

4. Kovy so strednou aktivitou 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 stojace po vodíku nereagujú s vodou a kyslými roztokmi (okrem dusičnej a sírovej konc.)

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

CuSO4 + Zn \u003d ZnSO4 + Cu

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu

Aktívne kovy – zinok a železo nahradili meď v sírane a tvorili soli. Zinok a železo sa oxidujú a meď sa obnovuje.

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

zahrievanie: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O tvorí 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 + O2 \u003d 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) - 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, sú dobrí vodiči 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, krehké.

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

oxidy - sú to zložité látky, ktorých zloženie molekúl zahŕňa atómy kyslíka a niektoré ďalšie látky.

základy - Ide o 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 zameniť za atómy kovov.

soľ - Ide o zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a zvyškov kyselín. Soľ je produkt čiastočného alebo úplného nahradenia atómov vodíka kyseliny kovom.

I. Prvky. Nekovová forma 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 podmienenou hranicou B - At.

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

Pre atómy nekovových prvkov v období s nárastom poradového čísla

• jadrový náboj sa zvyšuje;
• atómové polomery sa zmenšujú;
• počet elektrónov na 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 poradovým 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. Toto všetko vedie k 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 k nim aj vzácne plyny (He, Ne, Ar, Kr, Kx, Rn), ktorých atómy sú akoby „monoatómové 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. Oxidačné vlastnosti sú charakteristické pre väčšinu nekovov. Ako oxidačné činidlá reagujú s kovmi:

s komplexnými látkami

S komplexnými látkami:

H2 + HCHO \u003d CH3OH

6P + 5KClO 3 \u003d 5 KCl + 3P 2 O 5

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

Všetky sú plyny okrem vody. Látky označené tučným písmom vo vodnom roztoku sú silné kyseliny.

V skupine so zvýšeným poradovým číslom sa znižuje ich stabilita a zvyšuje sa redukčná aktivita.

V období s nárastom poradového čísla sa zvyšujú kyslé vlastnosti ich roztokov, v skupine tieto vlastnosti slabnú.

VI. oxidy a hydroxidy. Všetky oxidy nekovov sú kyslé alebo netvoriace soli. Nesolnotvorné oxidy: CO, SiO, N 2 O, NO.

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

V období so zvyšujúcim sa poradovým číslom sa zvyšuje sila vyšších kyselín. V skupinách nebola žiadna významná závislosť.

INTERAKCIA KOVOV S NEKOVOVÝMI

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

Interakcia s halogénmi

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

2Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

Produktom tejto reakcie je kovová halogenidová soľ ( 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

Kyslík oxiduje takmer všetky kovy (okrem Ag, Au, Pt ), čo vedie k tvorbe oxidov Ja 2 O n .

aktívne kovy za normálnych podmienok ľahko interaguje so vzdušným kyslíkom.

2 Mg + O 2 → 2 MgO (s bleskom)

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

Neaktívne kovy pri zahrievaní oxiduje kyslíkom (spaľovanie v kyslíku).

oxidy Chemické vlastnosti kovov možno rozdeliť do troch skupín:

1. Zásadité oxidy ( Na20, CaO, Fe II O, Mn II O, Cu I O atď.) sú tvorené kovmi v nízkom oxidačnom stupni (+1, +2 spravidla pod +4). Zásadité oxidy interagujú s kyslými oxidmi a kyselinami za vzniku solí:

CaO + CO2 → CaC03

CuO + H2S04 → CuSO4 + H20

2. Oxidy kyselín ( Cr VI O 3 , Fe VI O 3 , Mn VI O 3 , Mn 2 VII O 7 atď.) sú tvorené kovmi vo vysokom oxidačnom stupni (spravidla nad +4). Oxidy kyselín interagujú so zásaditými oxidmi a zásadami za vzniku solí:

FeO3 + K20 → K2FeO4

CrO3 + 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 + 3H2SO4 → Cr2(SO4) + 3H20

Cr203 + 6NaOH → 2Na3

Interakcia so sírou

Všetky kovy interagujú 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 rozomletom stave. alkalické kovy a Ca a Mg reagovať so sírou pri zahriatí výbuchom. Zn, Al (prášok) a Mg v reakcii so sírou poskytujú záblesk. V smere zľava doprava v rade aktivít klesá rýchlosť interakcie kovov so sírou.

Interakcia s vodíkom

S vodíkom niektoré aktívne kovy tvoria zlúčeniny - hydridy:

2 Na + H2 -> 2 NaH

V týchto zlúčeninách je vodík vo svojom zriedkavom oxidačnom stave "-1".

E.A. Nudnová, M.V. Andriukhova