ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Неметаллы – химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.
Электронная конфигурация валентных электронов неметаллов в общем виде — ns 2 np 1−5 Исключение составляют водород (1s 1) и гелий (1s 2), которые тоже рассматривают как неметаллы.
Неметаллы обычно обладают большим спектром степеней окисления в своих соединениях. Большее число электронов на внешнем энергетическом уровне по сравнению с металлами определяет их большую способность к присоединению электронов и проявлению высокой окислительной активности.
Если в Периодической системе мысленно провести диагональ от бериллия к астату, то в правом верхнем углу таблицы будут находиться элементы-неметаллы. Среди неметаллов есть s-элемент – водород; р-элементы бор; углерод, кремний; азот, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур, галогены и астат. Элементы VIII группы – инертные (благородные) газы, которые имеют полностью завершенный внешний энергетический уровень и их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам.
Неметаллы обладают высокими значениями сродства к электрону, электроотрицательность и окислительно-восстановительный потенциал.
Химические свойства неметаллов
Основные химические свойства неметаллов (общие для всех) – это:
— взаимодействие с металлами
2Na + Cl 2 = 2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Ca + O 2 = 2CaO
— взаимодействие с другими неметаллами
3H 2 + N 2 = 2NH 3
H 2 + Br 2 = 2HBr
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2F 2 + O 2 = 2OF 2
S + 3F 2 = SF 6 ,
C + 2Cl 2 = CCl 4
Каждый неметалл обладает специфическими химическими свойствами, характерными только для него, которые подробно рассматривают при изучении каждого неметалла в отдельности.
Физические свойства неметаллов
Фтор, хлор, кислород, азот, водород и инертные газы представляют собой газообразные вещества, йод, астат, сера, селен, теллур, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор –твёрдые вещества; бром -жидкость.
Неметаллы находятся в земной коре (в большинстве своем кислород и кремний — 76 % от массы земной коры а также As, Se, I, Te, но в очень езначительных количествах), в воздухе (азот и кислород), в составе растительной массы (98,5 % — углерод, водород, кислород, сера, фосфор и азот), а также в основе массы человека (97,6 % — — углерод, водород, кислород, сера, фосфор и азот). Водород и гелий – входят в состав космических объектов, включая Солнце. Чаще всего в природе неметаллы встречаются в виде соединений.
Получение неметаллов
Многообразие неметаллов породило многообразие способов их получения, так водород получают, как лабораторными способами, например, взаимодействием металлов с кислотами (1), так и промышленными способами, например, конверсией метана (2).
Zn +2HCl = ZnCl 2 + H 2
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 (температура 900С)
Получение галогенов осуществляют в основном, путем окисления галогеноводородных кислот:
MnO 2 +4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 +14HCl = 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O
2KMnO 4 +16HCl = 2 MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O+ 2KCl
Для получения кислорода используют реакции термического разложения сложных веществ:
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 +O 2
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 +2Cr 2 O 3 +3O 2
Серу получают неполным окислением сероводорода (1) или по реакции Вакенродера (2):
H 2 S + O 2 = 2S +2H 2 O (1)
2H 2 S + SO 2 = 3S↓ +2H 2 O (2)
Для получения азота используют реакцию разложения нитрита аммония:
NaNO 2 +NH 4 Cl = N 2 + NaCl +2H 2 O
Основной способ получения фосфора – из фосфата кальция:
Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 +5C = 3CaSiO 3 +5CO +2P
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Какой объем оксида углерода (IV) (н. у.) получится при разложении известняка массой 500 г, содержащего 20% примесей? |
Решение |
Запишем уравнение реакции:
CaCO 3 = CaO + CO 2 Найдем массу чистого (без примесей) карбоната кальция: m(CaCO 3) = m(limestone) × (1-ω admixture) m(CaCO 3) = 500 × (1-0,2) = 400 г Найдем количество вещества CaCO 3: v(CaCO 3) = m(CaCO 3) / M(CaCO 3) v(CaCO 3) = 400/ 100 = 4 моль Согласно уравнению v(CaCO 3) = v(CO 2) = 4 моль Тогда объем углекислого газа ЕГЭ. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА 1. С МЕТАЛЛАМИ (Li, Na, К, Rb, Cs, Са, Sr, Ва) → с щелочными и щелочноземельными металлами при нагревании образует твёрдые нестойкие вещества гидриды, остальные металлы не реагируют. 2K + H₂ = 2KH (гидрид калия) Ca + H₂ = CaH₂ 2. С НЕМЕТАЛЛАМИ с кислородом, галогенами при нормальных условиях, при нагревании реагирует с фосфором, кремнием и углеродом, с азотом при наличии давления и катализатора. 2Н₂ + O₂ = 2Н₂O Н₂ + Cl₂ = 2HCl 3Н₂ + N₂↔ 2NH₃ H ₂ + S = H₂S 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ С водой не реагирует 4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ Восстановливает оксиды металлов (неактивных) и неметаллов до простых веществ: CuO + H₂ = Cu + H₂O 2NO + 2H₂ = N₂ + 2H₂O SiO₂ + H₂ = Si + H₂O 5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ С кислотами не реагирует 6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ С щелочами не реагирует 7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ Восстанавливает малоактивные металлы из солей CuCl₂ + H₂ = Cu + 2HCl ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ С щелочными металлами при нормальных условиях – оксиды и пероксиды (литий – оксид, натрий – пероксид, калий, цезий, рубидий – надпероксид 4Li + O2 = 2Li2O (оксид) 2Na + O2 = Na2O2 (пероксид) K+O2=KO2 (надпероксид) С остальными металлами главных подрупп при нормальных условиях образует оксиды со степенью окисления, равной номеру группы 2 С a+O2=2 С aO 4Al + O2 = 2Al2O3 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ С металлами побочных подгрупп образует при нормальных условиях и при нагревании оксиды разной степени окисления, а с железом железную окалину Fe 3 O 4 ( FeO ∙ Fe 2 O 3) 3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный); 2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный); 2Zn + O₂ = ZnO 4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3 образует оксиды – часто промежуточной степени окисления C + O ₂(изб)= CO ₂; C + O ₂ (нед) = CO S + O₂ = SO₂ N₂ + O₂ = 2NO - Q 3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ С водой не реагирует 4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ Окисляет низшие оксиды до оксидов с более высокой степенью окисления Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺³O3; C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2 5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ Безводные бескислородные кислоты (бинарные соединения) сгорают в атмосфере кислорода 2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O В кислородсодержащих повышает степень окисления неметалла. 2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3 6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОСНОВАНИЯМИ Окисляет неустойчивые гидроксиды в водных растворах до более высокой степени окисления 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ И БИНАРНЫМИ СОЕДИНЕНИЯМИ Вступает в реакции горения. 4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O Каталитическое окисление NH3 + O2 = NO + H2O ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ С щелочными при нормальных условиях, с F , Cl , Br воспламеняются: 2 Na + Cl 2 = 2 NaCl (хлорид) Щелочноземельные и алюминий реагируют при нормальных условиях: С a+Cl2= С aCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3 Металлы побочных подгрупп при повышенных температурах Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂ 2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (II)!) 2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (III) Фтор реагирует с металлами (часто со взрывом), включая золото и платину. 2Au + 3F₂ = 2AuF 2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ С кислородом непосредственно не взаимодействуют(исключение F₂) , реагируют с серой, фосфором, кремнием. Химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора: Н2 + F 2 = 2Н F ; Si + 2 F 2 = SiF 4.; 2 P + 3 Cl 2 = 2 P ⁺³ Cl 3; 2 P + 5 Cl 2 = 2 P ⁺⁵ Cl 5; S + 3 F 2 = S ⁺⁶ F 6; S + Cl2 = S⁺²Cl2 F ₂ Реагирует с кислородом: F 2 + O 2 = O ⁺² F 2 Реагирует с другими галогенами: Cl ₂ + F ₂ = 2 Cl ⁺¹ F ¯¹ Реагирует даже с инертными газами 2 F ₂ + Xe = Xe ⁺⁸ F ₄¯¹. 3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ Фтор при нормальных условиях образует плавиковую кислоту + + О₂ 2F2 + 2H2O → 4НF + О2 Хлор при повышении температуры образует хлороводородную кислоту + О₂, 2Сl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂ при н.у. - «хлорная вода» Сl2 + Н2О ↔ НСl + НСlO (хлороводородная и хлорноватистая кислоты) Бром при нормальных условиях образует «бромную воду» Br2 + Н2О ↔ НBr + HBrО (бромоводородная и бромноватистая кислоты Йод →реакция не идет I2 + H₂O ≠ 5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ РЕАГИРУЕТ только фтор F₂ , вытесняя кислород из оксида, образуя фториды SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰ 6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ. реагируют с бескислородными кислотами, вытесняя менее активные неметаллы. H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾ 7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ ФТОР образует фторид + кислород и воду 2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O ХЛОР при нагревании образует хлорид, хлорат и воду 3 Cl ₂ + 6 KOH = 5 KCl ¯¹ + KCl ⁺⁵ O 3 + 3 H 2 O На холоде хлорид, гипохлорат и воду, с гидроксидом кальция хлорную известь и воду Cl2 + 2KOH-(холод)= KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2(хлорная известь– смесь хлорида, гипохлорита и гидроксида) + H2O Бром при нагревании → бромид, бромат и и воду 3Br2 + 6KOH =5KBr¯¹ + KBr ⁺⁵O3 + 3H2O Йод при нагревании → иодид, иодат и воду 3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI ⁺⁵O3 + 3H2O 9.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ Вытеснение менее активные галогены из солей 2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2 Окисляют в солях неметаллы до более высокой степени окисления 2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹ Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O →Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРЫ 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИреагирует при нагревании даже с щелочными металлами, с ртутью при нормальных условиях: с серой – сульфиды: 2K + S = K2S 2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S 2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ При нагревании с водородом, c кислородом (сернистый газ) c галогенами (кроме йода), с углеродом, азотом и кремнием и не реагирует S + Cl₂ = S⁺²Cl₂ ; S + O₂ =S⁺⁴O₂ H₂ + S = H₂S¯² ; 2P + 3S = P₂S₃¯² С + 3S = CS₂¯² С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, СОЛЯМИ НЕ РЕАГИРУЕТ 3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ Окисляется серной кислотой при нагревании до сернистого газа и воды 2H2SO4 ( конц ) = 2H2O + 3S⁺⁴O2 Азотной кислотой при нагревании до серной кислоты, оксида азота (+4) и воды S + 6HNO3( конц ) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O 4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ При нагревании образует сульфит, сульфид + вода 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИреакции протекают при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) : С азотом – нитриды 6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.) 3Mg + N2 =Mg3N2 (нитрид магния) 2Cr + N2 = 2CrN У железа в данных соединениях степень окисления +2 2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ (из-за тройной связи азот очень малоактивен). При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (электрическая дуга), в природе – во время грозы N2+O2=2NO ( эл . дуга , 3000 0C) С водородом при высоком давлении, повышенной температуре и в присутствии катализатора: t,p,kat 3N2+3H2 ↔ 2NH3 С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, КИСЛОТАМИ, ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ НЕ РЕАГИРУЕТ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ реакции протекают при нагревании с фосфором – фосфиды 3Ca + 2P =K3P2, У железа в данных соединениях степень окисления +2 2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ Горение в кислороде 4P + 5O₂ = 2P₂⁺⁵O₅ 4P + 3O₂ = 2P₂⁺³O₃ С галогенами и серой при нагревании 2P + 3Cl₂ = 2P⁺³Cl₃ 2P + 5Cl₂ = 2P⁺⁵Cl₅; 2P + 5S = P₂⁺⁵S₅ С водородом, углеродом, кремнием непосредственно не взаимодействует С ВОДОЙ И ОКСИДАМИ НЕ РЕАГИРУЕТ 3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ С концентрированной азотной кислотой оксид азота (+4), с разбавленной оксид азота (+2) и фосфорная кислота 3P + 5HNO₃(конц) =3H₃PO₄ + 5N⁺⁴O₂ 3P + 5HNO₃ + 2H₂O =3H₃PO₄ + 5N⁺²O С концентрированной серной кислотой образуется фосфорная кислота, оксид серы (+4) и вода 3P + 5H₂SO₄(конц.) =3H₃PO₄ + 5S⁺⁴O₂+ 2H₂O 4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ С растворами щелочей образует фосфин и гипофосфит 4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯³H 3 + 3NaH 2 P ⁺1 O 2 5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ 5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ С сильными окислителями, проявляя восстановительные свойства 3P⁰ + 5NaN⁺⁵O₃ = 5NaN⁺³O₂ + P₂⁺⁵O₅ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ реакции протекают при нагревании Металлы – d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей с углеродом карбиды 2Li + 2C = Li2C2, Са + 2С = СаС2 2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ Из галогенов непосредственно реагирует только с фтором, с остальными при нагревании. С + 2F₂ = CF₄. Взаимодействие с кислородом: 2С + О₂ (недост) = 2С⁺²О (угарный газ), С + О₂(изб) = С⁺⁴О₂(углекислый газ). Взаимодействие с другими неметаллами при повышенной температуре, не взаимодействует с фосфороМ C + Si = SiC¯⁴ ; С + N₂ = C₂⁺⁴N₂ ; C + 2H₂ = C¯⁴H₄ ; С + 2S = C⁺⁴S₂; 3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ Пропускание водяных паров через раскаленный уголь – образуется угарный газ и водород (синтез-газ C + H₂O = CO + H₂ 4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ УГЛЕРОД ВОССТАНАВЛИВАЕТ ПРИ НАГРЕВАНИИ МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ ИЗ ОКСИДОВ ДО ПРОСТОГО ВЕЩЕСТВА (КАРБОТЕРМИЯ), в углекислом газе уменьшает степень окисления 2ZnO + C = 2Zn + CO; 4 С + Fe₃O₄ = 3Fe + 4CO ; P₂O₅ + C = 2P + 5CO; 2 С + SiO₂ = Si + 2CO; С + C⁺⁴O₂ = 2C⁺²O 5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ Окисляется концентрированными азотной и серной кислотой до углекислого газа C +2H2SO4(конц)=C⁺⁴O2+ 2S⁺⁴O2+ 2H2O; C+4HNO3 (конц) =C⁺⁴O2 + 4N⁺⁴O2 + 2H2O. С ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ НЕ РЕАГИРУЕТ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КРЕМНИЯ 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ реакции протекают при нагревании: с кремнием реагируют активные металлы – силициды 4Cs + Si = Cs4Si, 1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ Из галогенов непосредственно только с фтором. С хлором реагирует при нагревании Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4; Si + O₂ = SiO₂; Si + C = SiC; 3Si + 2N₂ = Si₃N; С водородом не взаимодействует 3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ взаимодействует только со смесью плавиковой и азотной кислот, образуя гексафторокремниевую кислоту 3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂ + 4NO + 8H₂O Взаимодействие с галогеноводородами (это не кислоты) – вытесняет водород, образуются галогениды кремния и водород С фтороводородом реагирует при обычных условиях. Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂ 4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ Растворяется при нагревании в щелочах, образуя силикат и водород: Si +2NaOH +H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂ Тема № 3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ План 1. Основные химические свойства неметаллов. 2.Оксиды неметаллических элементов. 3.Распространение неметаллических элементов в природе. 4.Применение неметаллов. 1. Основные химические свойства неметаллов Неметаллы (за исключением инертных газов) химически активные вещества. В реакциях с металлами атомы неметаллических элементов присоединяют электроны, а в реакциях с неметаллами образуют совместные электронные пары. Узнать, к какому атому смещаются общие электронные пары, помогает ряд электроотрицательности: F, O, N, Cl, Br, I, S, C, Se, H, P, As, B, Si электроотрицательность уменьшается
2Mg + O 2 = 2MgO (магний оксид) 6Li + N 2 = 2Li 3 N (литий нитрид) 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 (алюминий хлорид) Ca + H 2 = CaH 2 (кальций гидрид) Fe + S = FeS (ферум (II) сульфид ) При взаимодействии неметаллов с металлами образуются бинарные соединения с ионной химической связью. 2 . Взаимодействие неметаллов с кислородом : С + О 2 = СО 2 (карбон (IV) оксид) S + O 2 = SO 2 (c ульфур (IV) оксид ) Продуктами взаимодействия неметаллов с кислородом являются бинарные соединения с ковалентной полярной связью оксиды , в которых кислород имеет степень окисления - 2. 3. Взаимодействие неметаллов с водородом : H 2 + Cl 2 = 2HCl (гидроген хлорид или хлороводород) H 2 + S = H 2 S (гидроген сульфид или сероводород) При взаимодействии неметаллов с водородом образуются летучие (газообразные или жидкие) бинарные соединения с ковалентной полярной связью. 4. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами : С + 2S = CS 2 (карбон (IV) сульфид) Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (силиций (IV) хлорид) Продуктами взаимодействия двух неметаллов являются вещества с различным агрегатным состоянием, которые имеют ковалентный тип химической связи.
Оксиды неметаллических элементов делят на: а) солеобразующие (их большинство) и б) несолеобразующие (СО, NO, N 2 O, H 2 O). Среди оксидов есть газообразные вещества (СО, СО 2 , SO 2 ), твердые вещества (Р 2 О 5 ), жидкости (H 2 O, Сl 2 O 7 ). Во всех без исключения оксидах атомы неметаллических элементов, соединенные с Оксигеном, имеют положительные степени окисления. Большинство оксидов неметаллических элементов кислотные . Они взаимодействуют:
Неметаллы более распространены в природе, чем металлы. В состав воздуха входят: азот, кислород, инертные газы. Месторождения самородной серы в Прикарпатье одни из крупнейших в мире. Промышленным месторождением графита в Украине является Завальевское месторождение, сырье которого использует Мариупольский графитовый комбинат. В Житомирской области, на Волыни обнаружены залежи пород, которые могут содержать алмазы, однако промышленные месторождения пока еще не открыты. Атомы неметаллических элементов образуют различные сложные вещества, среди которых доминируют оксиды, соли.
Кислород: Процессы дыхания, Горение, Обмен веществ и энергии, Производство металлов. Водород: Производство аммиака, Хлоридной кислоты, Метанола, Превращение жидких жиров в твердые, Сварка и резка тугоплавких металлов, Восстановление металлов из руд. Сера: Получение сульфатной кислоты, Изготовление резины из каучука, Производство спичек, Черного пороха, Изготовление лекарственных препаратов. Бор: Составляющая нейтронопоглощающих материалов ядерных реакторов, Защита поверхностей стальных изделий от коррозии, В полупроводниковой технике, Изготовление преобразователей тепловой энергии в электрическую. Азот: Газообразный: Для производства аммиака, Для создания инертной среды при сварке металлов, В вакуумных установках, Электрических лампах, Жидкий : В качестве хладагента в морозильных установках, Медицине. Фосфор: Белый - для производства красного фосфора, Красный - для производства спичек. Кремний: В электронике и электротехнике для изготовления: Схем, Диодов, Транзисторов, Фотоэлементов, Для изготовления сплавов. Хлор: Производство хлоридной кислоты, Органических растворителей, Лекарств, Мономеров для производства пластмасс, Отбеливателей, Как дезинфицирующее средство. Углерод: Алмаз: Изготовление инструментов для бурения и резки, Абразивный материал, Ювелирные украшения, Графит: Литейное, металлургическое, радиотехническое производство, Изготовление аккумуляторов, В нефтегазодобывающей промышленности для буровых работ, Изготовление антикоррозионных покрытий, Замазок, уменьшающих силу трения, Адсорбция. Адсорбция способность некоторых веществ (в частности углерода) удерживать на своей поверхности частицы других веществ (газа или растворенного вещества). На адсорбционной способности углерода базируется его использование в медицине в лечебных целях это таблетки или капсулы активированного угля. Их применяют внутрь при отравлении. Чтобы вернуть адсорбенту способность к адсорбции и изъять адсорбированное вещество, достаточно нагрева. Адсорбционную способность углерода использовал М.Д. Зелинский в изобретенном им в 1915 угольном противогазе средстве индивидуальной защиты органов дыхания, лица и глаз человека от воздействия вредных веществ. В 1916 было налажено промышленный выпуск противогазов, что спасло жизнь сотен тысяч солдат во время Первой мировой войны. Усовершенствованный противогаз применяется и сейчас. Напишите реакции взаимодействия: а) кремния с кислородом; б) кремния с водородом; в) цинка с хлором; г) фосфора с хлором. Назовите полученные соединения. Если большинство элементов-металлов не окрашены, исключение составляют только медь и золото, то практически все неметаллы имеют свой цвет: фтор – оранжево-желтый, хлор – зеленовато-желтый, бром – кирпично-красный, йод – фиолетовый, сера – желтая, фосфор может быть белым, красным и черным, а жидкий кислород – голубой. Все неметаллы не проводят тепло и электрический ток, поскольку у них нет свободных носителей заряда – электронов, все они использованы для образования химических связей. Кристаллы неметаллов непластичные и хрупкие, так как любая деформация приводит к разрушению химических связей. Большинство из неметаллов не имеют металлического блеска. Физические свойства неметаллов разнообразны и обусловлены разным типом кристаллических решеток. 1.4.1 АллотропияАЛЛОТРОПИЯ – существование химических элементов в двух или более молекулярных либо кристаллических формах. Например, аллотропами являются обычный кислород O 2 и озон O 3 ; в этом случае аллотропия обусловлена образованием молекул с разным числом атомов. Чаще всего аллотропия связана с образованием кристаллов различных модификаций. Углерод существует в двух четко различающихся кристаллических аллотропных формах: в виде алмаза и графита. Раньше полагали, что т.н. аморфные формы углерода, древесный уголь и сажа, – тоже его аллотропные модификации, но оказалось, что они имеют такое же кристаллическое строение, что и графит. Сера встречается в двух кристаллических модификациях: ромбической (a-S) и моноклинной (b-S); известны по крайней мере три ее некристаллические формы: l-S, m-S и фиолетовая. Для фосфора хорошо изучены белая и красная модификации, описан также черный фосфор; при температуре ниже –77°С существует еще одна разновидность белого фосфора. Обнаружены аллотропные модификации As, Sn, Sb, Se, а при высоких температурах – железа и многих других элементов. 1.5. Химические свойства неметалловХимические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие. Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод. Взаимодействие с простыми веществами Взаимодействие с металлами: 2Na + Cl 2 = 2NaCl, 6Li + N 2 = 2Li 3 N, 2Ca + O 2 = 2CaO в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы. Взаимодействие с другими неметаллами: Взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды: 3H 2 + N 2 = 2NH 3 , H 2 + Br 2 = 2HBr; Взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства: S + O 2 = SO 2 , 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ; При взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем: 2F 2 + O 2 = 2OF 2 ; Неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя: S + 3F 2 = SF 6 , Химические элементы - неметаллыХимических элементов-неметаллов всего 16, но два из них, кислород и кремний составляют 76 % от массы земной коры. Неметаллы составляют 98,5 % от массы растений и 97,6 % от массы человека. Из углерода, водорода, кислорода, серы, фосфора и азота состоят все важнейшие органические вещества, они являются элементами жизни. Водород и гелий – основные элементы Вселенной из них состоят все космические объекты, включая наше Солнце. Без соединений неметаллов невозможно представить нашу жизнь, особенно если вспомнить, что жизненно важное химическое соединение – вода – состоит из водорода и кислорода. Если в Периодической системе провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх по диагонали будут находиться элементы-неметаллы, а слева снизу – металлы, к ним же относятся элементы всех побочных подгрупп, лантаноиды и актиноиды. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма, обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Элементы-неметаллы: s-элемент – водород ; р-элементы 13 группы – бор ; 14 группы – углерод и кремний ; 15 группы – азот, фосфор и мышьяк , 16 группы – кислород, сера, селен и теллур и все элементы 17 группы – фтор, хлор, бром, йод и астат . Элементы 18 группы – инертные газы , занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой и занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. Их иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам. Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы. Во внешнем электронном слое атомов неметаллов находится от трёх до восьми электронов. Практически все неметаллы имеют сравнительно малые радиусы и большое число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7, для них характерны высокие значения электроотрицательности и окислительные свойства. Поэтому по сравнению с атомами металлов неметаллам характерны: · меньший атомный радиус; · четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне; Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, т.е. своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары; Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не потеряла своей значимости и в настоящее время. Неметаллы - это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов. Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы - инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выражается в инертности) иногда относят к неметаллам, но лишь формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Так, гелий Не переходит в жидкое состояние при t° = -268,9 °С. Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом: KrF 2 , XeF 2 , XeF 4 и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей. Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотрицательности. Она изменяется в пределах от 2 до 4. Неметаллы - это элементы главных подгрупп, преимущественно p-элементы, исключение составляет водород - s-элемент. Все элементы-неметаллы (кроме водорода) занимают в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор F, а основанием - диагональ B - At. Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруппах I и VII групп. Это не случайно. С одной стороны, атом водорода подобно атомам щелочных металлов имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация 1s 1), который он способен отдавать, проявляя свойства восстановителя. В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисления +1. Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, для завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом водорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления -1 в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с галогенами - галогенидам). Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов. При обычных условиях водород Н 2 - газ. Его молекула, подобно галогенам, двухатомна. У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах. Фтор - самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, т. е. проявлять восстановительные свойства. Другие неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.
Строение и физические свойства неметалловВ простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью . Благодаря этому формируется более устойчивая электронная система, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в молекулах водорода Н 2 , галогенов F 2 , Br 2 , I 2), двойные (например, в молекулах серы S 2), тройные (например, в молекулах азота N 2) ковалентные связи.
Агрегатное состояние:
В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:
Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода. Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии. Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями Простые вещества - неметаллы могут иметь: 1. Молекулярное строение. При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , O 3) или твердые вещества (I 2 , P 4 , S 8), и лишь один-единственный бром (Br 2) является жидкостью. Все эти вещества имеют молекулярное строение, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке. 2. Атомное строение. Эти вещества образованы длинными цепями атомов (C n , B n , Si n , Se n , Te n). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала. Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ - аллотропных модификаций . Это свойство атомов называют аллотропией. Аллотропия может быть связана и с разным составом молекул (O 2 , О 3), и с разным строением кристаллов. Аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Чтобы выявить свойства, характерные для всех неметаллов, надо обртить внимание на их расположение в периодической системе элементов и определить конфигурацию внешнего электронного слоя. В периоде:
В главной подгруппе:
Для большинства металлов, за редким исключением (золото, медь и некоторые другие), характерна серебристо-белая окраска. А вот у простых веществ - неметаллов гамма цветов значительно разнообразнее: P, Se - желтые; B - коричневый; O 2(ж) - голубой; Si, As (мет) - серые; Р 4 - бледно-желтый; I - фиолетово-черный с металлическим блеском; Вr 2(ж) - бурая жидкость; С1 2(г) - желто-зеленый; F 2(r) - бледно-зеленый; S 8(тв) - желтая. Кристаллы неметаллов непластичны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска. Химических элементов-неметаллов всего 16! Совсем немного, если учесть, что известно 114 элементов. Два элемента-неметалла составляют 76 % массы земной коры. Это кислород (49 %) и кремний (27 %). В атмосфере содержится 0,03 % массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют 98,5 % массы растений, 97,6 % массы тела человека. Неметаллы C, H, O, N, S - биогенные элементы, которые образуют важнейшие органические вещества живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород O 2 , азот N 2 , углекислый газ СO 2 , водяные пары Н 2 O и др.) Окислительные свойства простых веществ - неметалловДля атомов неметаллов, а следовательно, и для образованных ими простых веществ характерны как окислительные , так и восстановительные свойства. 1. Окислительные свойства неметаллов проявляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами (металлы всегда восстановители): Окислительные свойства хлора Cl 2 выражены сильнее, чем у серы, поэтому и металл Fe, который имеет в соединениях устойчивые степени окисления +2 и +3, окисляется им до более высокой степени окисления. 1. Большинство неметаллов проявляют окислительные свойства при взаимодействии с водородом . В результате образуются летучие водородные соединения. 2. Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицательности: Электроотрицательность серы больше, чем у фосфора, поэтому она здесь проявляет окислительные свойства. Электроотрицательность фтора больше, чем у всех остальных химических элементов, поэтому он проявляет свойства окислителя. Фтор F 2 - самый сильный окислитель из неметаллов, проявляет в реакциях только окислительные свойства. 3. Окислительные свойства неметаллы проявляют и в реакциях с некоторыми сложными веществами . Отметим в первую очередь окислительные свойства неметалла кислорода в реакциях со сложными веществами: Не только кислород, но и другие неметаллы также могут быть окислителями в реакциях со сложными веществами - неорганическими (1, 2) и органическими (3, 4): Сильный окислитель хлор Cl 2 окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III); Хлор Cl 2 как более сильный окислитель вытесняет йод I 2 в свободном виде из раствора йодида калия; Галогенирование метана - характерная реакция для алканов; Качественной реакцией на непредельные соединения является обесцвечивание ими бромной воды. Восстановительные свойства простых веществ - неметалловПри рассмотрении реакций неметаллов друг с другом , что в зависимости от значения их электроотрицательности один из них проявляет свойства окислителя, а другой - свойства восстановителя. 1. По отношению к фтору все неметаллы (даже кислород) проявляют восстановительные свойства. 2. Разумеется, неметаллы, кроме фтора, служат восстановителями при взаимодействии с кислородом. В результате реакций образуются оксиды неметаллов : несолеобразующие и солеобразующие кислотные. И хотя галогены непосредственно с кислородом не соединяются, известны их оксиды: Cl 2 +1 O -2 , Cl 2 +4 O 2 -2 , Cl 2 +7 O 7 -2 , Br 2 +1 O -2 , Br +4 O 2 -2 , I 2 +5 O 5 -2 , и др., которые получают косвенным путем. 3. Многие неметаллы могут выступать в роли восстановителя в реакциях со сложными веществами - окислителями: Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования): Таким образом, большинство неметаллов могут выступать в химических реакциях как в роли окислителя, так и в роли восстановителя (восстановительные свойства не присущи только фтору F 2). Водородные соединения неметалловВ отличие от металлов неметаллы образуют газообразные водородные соединения. Их состав зависит от степени окисления неметаллов. RH 4 → RH 3 → H 2 R → HR Общим свойством всех неметаллов является образование летучих водородных соединений , в большинстве которых неметалл имеет низшую степень окисления. Среди приведенных формул веществ много тех, свойства, применение и получение которых вы изучали ранее: CH 4 , NH 3 , H 2 O, H 2 S, HCl. Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом , то есть синтезом: Все водородные соединения неметаллов образованы ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость). Для водородных соединений неметаллов характерно различное отношение к воде. Метан и силан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание NH 3 H 2 O. При растворении в воде сероводорода, селеноводорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, HF, HCl, HBr, HI. Если сравнить кислотно-основные свойства водородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например, второго (NH 3 , H 2 O, HF) или третьего (PH 3 , H 2 S, HCl), то можно сделать вывод о закономерном усилении их кислотных свойств и, соответственно, ослаблении основных. Это, очевидно, связано с тем, что увеличивается полярность связи Э-Н (где Э - неметалл). Кислотно-основные свойства водородных соединений неметаллов одной подгруппы также отличаются. Например, в ряду галогеноводородов HF, HCl, HBr, HI прочность связи Э-Н уменьшается, т. к. увеличивается длина связи. В растворах HCl, HBr, HI диссоциируют практически полностью - это сильные кислоты, причем их сила увеличивается от HF к HI. При этом HF относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором - межмолекулярным взаимодействием, образованием водородных связей …H-F…H-F… . Атомы водорода связаны с атомами фтора F не только своей молекулы, но еще и соседней. Обобщая сравнительную характеристику кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислотных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов. По периоду в ПС химических элементов с увеличением порядкового номера элемента – неметалла усиливается кислотный характер водородного соединения. SiH 4 → PH 3 → H 2 S → HCl Кроме рассмотренных свойств, водородные соединения неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях всегда проявляют свойства восстановителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления. ВодородВодород - главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только 0,88 %. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых 100 атомов на Земле 17 - атомы водорода. В свободном состоянии водород существует в виде молекул H 2 , атомы связаны в молекулу ковалентной неполярной связью . Водород (H 2) - самый легкий газ из всех газообразных веществ. Имеет самую высокую теплопроводность и самую низкую температуру кипения (после гелия). Малорастворим в воде. При температуре -252,8 °С и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние. 1. Молекула водорода очень прочная, что делает ее малоактивной : H 2 = 2H — 432 кДж 2. При обычных температурах водород вступает в реакцию с активными металлами : Ca + H 2 = CaH 2 , образуя гидрид кальция, и с F 2 , образуя фтороводород: F 2 + H 2 = 2HF 3. При высоких температурах получают аммиак : N 2 + 3H 2 = 2NH 3и гидрид титана (металл в порошке): Ti + H 2 = TiH 24. При поджигании водород реагирует с кислородом : 2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 484 кДж5. Водород обладает восстановительной способностью : CuO + H 2 = Cu + H 2 OЭлементы главной подгруппы VII группы периодической системы, объединенные под общим названием галогены , фтор (F), хлор (Cl), бром (Бг), иод (I), астат (At) (редко встречающийся в природе) - типичные неметаллы. Это и понятно, ведь их атомы содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов , и им недостает лишь одного электрона, чтобы завершить его. Атомы этих элементов при взаимодействии с металлами принимают электрон от атомов металлов. При этом возникает ионная связь и образуются соли. Отсюда общее название «галогены», т. е. «рождающие соли». очень сильные окислители . Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для него характерна степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами - фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с ростом радиусов их атомов: атомов хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.Галогены — простые веществаВсе галогены существуют в свободном состоянии в виде двухатомных молекул с ковалентной неполярной химической связью между атомами. В твердом состоянии F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 имеют молекулярные кристаллические решетки , что и подтверждается их физическими свойствами. С увеличением молекулярной массы галогенов температуры плавления и кипения повышаются, возрастают плотности: бром - жидкость, иод - твердое вещество, фтор и хлор - газы. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и молекул галогенов возрастают силы межмолекулярного взаимодействия между ними. От F 2 к I 2 усиливается интенсивность окраски галогенов. Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к иоду ослабевает , у кристаллов иода появляется металлический блеск. Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде . Окислительные свойства галогенов отчетливо проявляются при их взаимодействии с металлами. При этом образуются соли. Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании и с золотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются: Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании . Нагретый порошок железа также загорается при взаимодействии с хлором. Опыт можно провести, как с сурьмой, но только железные опилки нужно предварительно накалить в железной ложечке, а затем высыпать их небольшими порциями в колбу с хлором. Так как хлор является сильным окислителем, то в результате реакции образуется хлорид железа (III): В парах брома сгорает раскаленная медная проволока : Иод окисляет металлы медленнее , но в присутствии воды, которая является катализатором, реакция иода с порошком алюминия протекает очень бурно: Реакция сопровождается выделением фиолетовых паров иода. Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к йоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из растворов их солей , а также оно наглядно проявляется при взаимодействии их с водородом. Уравнение этой реакции можно записать в общем виде так: Если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то смесь хлора с водородом реагирует только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует с водородом при нагревании и без взрыва. Эти реакции - экзотермические. Реакция же соединения иода с водородом слабо эндотермическая, она протекает медленно даже при нагревании. В результате этих реакций образуются соответственно фтороводород HF, хлороводород HCl, бромоводород HBr и иодоводород HI. Химические свойства хлора в таблицах Получение галогеновФтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов их солей. Например, процесс электролиза расплава хлорида натрия можно отразить уравнением: При получении хлора электролизом раствора хлорида натрия кроме хлора образуется также водород и гидроксид натрия: Кислород (О) - родоначальник главной подгруппы VI группы Периодической системы элементов. Элементы этой подгруппы - кислород О, сера S, селен Se, теллур Те, полоний Ро - имеют общее название «халькогены», что означает «рождающие руды». Кислород - самый распространенный элемент на нашей планете. Он входит в состав воды (88,9 %), а ведь она покрывает 2/3 поверхности земного шара, образуя его водную оболочку - гидросферу. Кислород - вторая по количеству и первая по значению для жизни составная часть воздушной оболочки Земли - атмосферы, где на его долю приходится 21 % (по объему) и 23,15 % (по массе). Кислород входит в состав многочисленных минералов твердой оболочки земной коры - литосферы: из каждых 100 атомов земной коры на долю кислорода приходится 58 атомов. Обычный кислород существует в форме О 2 . Это газ без цвета, запаха и вкуса. В жидком состоянии имеет светло-голубую окраску, в твердом - синюю. В воде газообразный кислород растворим лучше, чем азот и водород. Кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных газов, золота и платиновых металлов . Реакции неметаллов с кислородом протекают очень часто с выделением большого количества тепла и сопровождаются воспламенением - реакции горения. Например, горение серы с образованием SO 2 , фосфора - с образованием P 2 O 5 или угля - с образованием СO 2 . Почти все реакции с участием кислорода экзотермические. Исключение составляет взаимодействие азота с кислородом: это эндотермическая реакция, которая протекает при температуре выше 1200 °С или при электрическом разряде: Кислород энергично окисляет не только простые, но и многие сложные вещества, при этом образуются оксиды элементов, из которых они построены: Высокая окислительная способность кислорода лежит в основе горения всех видов топлива. Кислород участвует и в процессах медленного окисления различных веществ при обычной температуре. Исключительно важна роль кислорода в процессе дыхания человека и животных. Растения также поглощают атмосферный кислород. Но если в темноте идет только процесс поглощения растениями кислорода, то на свету протекает еще один противоположный ему процесс - фотосинтез, в результате которого растения поглощают углекислый газ и выделяют кислород. В промышленности кислород получают из жидкого воздуха, а в лаборатории - путем разложения пероксида водорода в присутствии катализатора диоксида марганца MnO 2 : а также разложением перманганата калия KMnO 4 при нагревании: Химические свойства кислорода в таблицах Применение кислородаКислород применяют в металлургической и химической промышленности для ускорения (интенсификации) производственных процессов. Чистый кислород применяют также для получения высоких температур, например, при газовой сварке и резке металлов. В медицине кислород применяют в случаях временного затруднения дыхания, связанного с некоторыми заболеваниями. Также кислород применяют в металлургии как окислитель ракетного топлива, в авиации для дыхания, для резки металлов, для сварки металлов, при взрывных работах. Кислород хранят в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет, под давлением 150 атм. В лабораторных условиях кислород хранят в стеклянных приборах - газометрах. Атомы серы (S) , как и атомы кислорода и всех остальных элементов главной подгруппы VI группы, содержат на внешнем энергетическом уровне 6 электронов , из которых два электрона неспаренные . Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют выраженные восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления +2, +4, +6. По отношению к менее отрицательным элементам (водород, металлы) сера проявляет окислительные свойства и приобретает степень окисления -2 . Сера — простое веществоДля серы, как и для кислорода, характерна аллотропия. Известно много модификаций серы с циклическим или линейным строением молекул различного состава. Наиболее устойчива модификация, известная под названием ромбической серы, состоящая из молекул S 8 . Ее кристаллы имеют вид октаэдров со срезанными углами. Они окрашены в лимонно-желтый цвет и полупрозрачны, температура плавления 112,8 °С. В эту модификацию при комнатной температуре превращаются все другие модификации. При кристаллизации из расплава сначала получается моноклинная сера (игольчатые кристаллы, температура плавления 119,3 °С), которая затем переходит в ромбическую. При нагревании кусочков серы в пробирке она плавится, превращаясь в жидкость желтого цвета. При температуре около 160 °С жидкая сера начинает темнеть, становится густой и вязкой, не выливается из пробирки, при дальнейшем нагревании превращается в легкоподвижную жидкость, но сохраняет прежний темно-коричневый цвет. Если ее вылить в холодную воду, она застывает в виде прозрачной резинообразной массы. Это пластическая сера. Ее можно получить и в виде нитей. Через несколько дней она также превращается в ромбическую серу. Сера не растворяется в воде. Кристаллы серы в воде тонут, а вот порошок плавает на поверхности воды, т. к. мелкие кристаллики серы водой не смачиваются и поддерживаются на плаву мелкими пузырьками воздуха. Это процесс флотации. Сера малорастворима в этиловом спирте и диэтиловом эфире, хорошо растворяется в сероуглероде. При обычных условиях сера реагирует со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром , например: Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания разлитой ртути, например, из разбитого термометра. Видимые капли ртути можно собрать на лист бумаги или на медную пластику. Ту ртуть, которая попала в щели, нужно засыпать порошком серы. Такой процесс называется демеркуризацией. При нагревании сера реагирует и с другими металлами (Zn, Al, Fe), и только золото не взаимодействует с ней ни при каких условиях. Окислительные свойства сера проявляет и с водородом, с которым реагирует при нагревании: Из неметаллов с серой не реагирует только азот, иод и благородные газы. Сера горит синеватым пламенем, образуя оксид серы (IV): Это соединение широко известно под названием сернистый газ. Химические свойства серы в таблицах Сера относится к весьма распространенным элементам: земная кора содержит 4,7·10-2 % серы по массе (15-е место среди других элементов), а Земля в целом – много больше (0,7 %). Главная масса серы находится в глубинах земли, в ее мантии-слое, расположенном между земной корой и ядром Земли. Здесь, на глубине примерно 1200-3000 км залегает мощный слой сульфидов и окислов металлов. В земной коре сера встречается как в свободном состоянии (самородная), так и, главным образом, в виде соединений сульфидов и сульфатов. Из сульфидов в земной коре наиболее распространены пирит FeS2, халькопирит FeCuS2, свинцовый блеск (галенит) PbS, цинковая обманка (сфалерит) ZnS. Большие количества серы встречаются в земной коре в виде труднорастворимых сульфатов – гипса CaSO4·2H2O, барита BaSO4, в морской воде распространены сульфаты магния, натрия и калия. Интересно, что в древние времена геологической истории Земли (около 800 млн. лет назад) сульфатов в природе не было. Они образовались как продукты окисления сульфидов, когда в результате жизнедеятельности растений возникла кислородная атмосфера. В вулканических газах обнаруживают сероводород H2S и сернистый ангидрид SO2. поэтому самородная сера, встречающаяся в районах, близких к действующим вулканам (Сицилия, Япония) могла образоваться при взаимодействии этих двух газов: 2H 2 S + SO 2 =3S + 2H 2 O. Другие залежи самородной серы связаны с жизнедеятельностью микроорганизмов. Микроорганизмы участвуют во многих химических процессах, которые в целом составляют круговорот серы в природе. При их содействии сульфиды окисляются до сульфатов, сульфаты поглощаются живыми организмами, где сера восстанавливается и входит в состав белков и других жизненно важных веществ. При гниении отмерших остатков организмов белки разрушаются, и выделяется сероводород, который далее окисляется либо до элементарной серы (так и образуются залежи серы), либо до сульфатов. Интересно, что бактерии и водоросли, окисляющие сероводород до серы собирают ее в своих клетках. Клетки таких микроорганизмов могут на 95% состоять из чистой серы. Установить происхождение серы можно по наличию в ней ее аналога – селена: если в самородной сере встречается селен, то сера вулканического происхождения, если нет – биогенного, так как микроорганизмы избегают включать селен в свой жизненный цикл, также биогенная сера содержит больше изотопа 32S, чем более тяжелого 34S. Биологическое значение серыЖизненно важный химический элемент. Она входит в состав белков - одних из основных химических компонентов клеток всех живых организмов. Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Кроме этого, сера является составной частью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (например, инсулина). Сера участвует в окислительно-восстановительных процессах организма. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей и выпадение волос. Серой богаты бобовые растения (горох, чечевица), овсяные хлопья, яйца. Применение серыСера используется в производстве спичек и бумаги, резины и красок, взрывчатых веществ и лекарств, пластмассы и косметических препаратов. В сельском хозяйстве ее используют для борьбы с вредителями растений. Однако основной потребитель серы - химическая промышленность. Около половины добываемой в мире серы идет на производство серной кислоты. АзотАзот (N) - первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три электрона неспаренные. Отсюда следует, что атомы этих элементов могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень. Атомы азота могут отдавать свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду) и приобретать при этом степени окисления +3 и +5. Атомы азота проявляют восстановительные свойства и в степенях окисления +1, +2, +4. В свободном состоянии азот существует в воде двухатомной молекулы N 2 . В этой молекуле два атома N связаны очень прочной тройной ковалентной связью, эти связи можно обозначить так: Азот - бесцветный газ без запаха и вкуса. При обычных условиях азот взаимодействует только с литием, образуя нитрид Li 3 N : С другими металлами он взаимодействует только при высоких температурах. Также при высоких температурах и давлении в присутствии катализатора азот реагирует с водородом, образуя аммиак: При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом, образуя оксид азота (II): Химические свойства азота в таблицах Применение азотаАзот, полученный перегонкой жидкого воздуха, в промышленности применяют для синтеза аммиака и производства азотной кислоты. В медицине чистый азот применяется в качестве инертной среды для лечения туберкулеза легких, а жидкий азот - при лечении заболеваний позвоночника, суставов и др. ФосфорХимический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Две из них - простые вещества: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р 4 . Нерастворимы в воде, хорошо растворяются в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется. Белый фосфор очень ядовит. Особым свойством является способность светиться в темноте вследствие окисления. Хранят его под водой.Красный фосфор представляет собой темно-малиновый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светится в темноте. При нагревании красного фосфора в пробирке он превращается в белый фосфор (концентрированные пары). Химические свойства красного и белого фосфора близки, но белый фосфор более химически активен. Так, оба они взаимодействуют с металлами, образуя фосфиды: Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случаях образуется оксид фосфора (V), выделяющийся в виде густого белого дыма: C водородом фосфор непосредственно не реагирует, фосфин РН 3 можно получить косвенно, например, из фосфидов: Фосфин - очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней. Химические свойства фосфор в таблицах Применение фосфораФосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, - это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации. Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.). Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания. Фосфор (в виде фосфатов) - один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений - суперфосфата, преципитата, аммофоски и др. Фосфаты широко используются:
Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок. УглеродУглерод (С) - первый элемент главной подгруппы VI группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем уровне 4 электрона, поэтому они могут принимать четыре электрона, приобретая при этом степень окисления -4 , т. е. проявлять окислительные свойства и отдавать свои электроны более электроотрицательным элементам, т. е. проявлять восстановительные свойства, приобретая при этом степень окисления +4. Углерод — простое веществоУглерод образует аллотропные модификации алмаз и графит . Алмаз - прозрачное кристаллическое вещество, самое твердое из всех природных веществ. Он служит эталоном твердости, которая по десятибалльной системе оценивается высшим баллом 10. Такая твердость алмаза обусловлена особой структурой его атомной кристаллической решети. В ней каждый атом углерода окружен такими же атомами, расположенными в вершинах правильного тетраэдра. Кристаллы алмаза обычно бесцветные, но бывают синего, голубого, красного и черного цветов. Они имеют очень сильный блеск благодаря высокой светопреломляющей и светоотражающей способности. А благодаря исключительно высокой твердости, они применяются для изготовления буров, сверл, шлифовальных инструментов, резки стекла. Крупнейшие месторождения алмазов находятся в Южной Африке, а в России их добывают в Якутии. Графит - темно-серое, жирное на ощупь кристаллическое вещество с металлическим блеском. В отличие от алмаза графит мягкий (оставляет след на бумаге) и непрозрачный, хорошо проводит тепло и электрический ток. Мягкость графита обусловлена слоистой структурой. В кристаллической решетке графита атомы углерода, лежащие в одной плоскости, прочно связаны в правильные шестиугольники. Связи между слоями малопрочны. Он очень тугоплавок. Из графита изготовляют электроды, твердые смазки, замедлители нейтронов в ядерных реакторах, стержни для карандашей. При высоких температурах и давлении из графита получают искусственные алмазы, которые широко применяются в технике. Сходное с графитом строение имеют сажа и древесный уголь. Древесный уголь получают при сухой перегонке древесины. Этот уголь благодаря своей пористой поверхности обладает замечательной способностью поглощать газы и растворенные вещества. Это свойство называется адсорбцией. Чем больше пористость древесного угля, тем эффективнее адсорбция. Чтобы увеличить поглотительную способность, древесный уголь обрабатывают горячим водяным паром. Обработанный таким способом уголь называют активированным или активным. В аптеках его продают в виде черных таблеток карболена. Химические свойства углеродаАлмаз и графит соединяются с кислородом при очень высокой температуре. Сажа и уголь взаимодействуют с кислородом гораздо легче, сгорая в нем. Но в любом случае результат такого взаимодействия один - образуется углекислый газ: С металлами углерод при нагревании образует карбиды : Карбид алюминия - светло-желтые прозрачные кристаллы. Известен карбид кальция СаС 2 в виде кусков серого цвета. Его применяют газосварщики для получения ацетилена: Ацетилен используют для резки и сварки металлов, сжигая его с помощью кислорода в специальных горелках. Если водой подействовать на карбид алюминия, то получится другой газ - метан СН 4 : КремнийКремний (Si) - второй элемент главной подгруппы IV группы периодической системы. В природе кремний - второй по распространенности после кислорода химический элемент. Земная кора более чем на четверть состоит из его соединений. Наиболее распространенным соединением кремния является его диоксид SiO 2
- кремнезем. В природе он образует минерал кварц и многие разновидности, такие как горный хрусталь и его знаменитая лиловая форма - аметист, а также агат, опал, яшма, халцедон, сердолик. Диоксид кремния - это также обычный и кварцевый песок. Второй тип природных соединений кремния - это силикаты. Среди них наиболее распространены алюмосиликаты - гранит, различные виды глин, слюды. Силикатом, не содержащим алюминий, является, например, асбест. Оксид кремния необходим для жизни растений и животных. Он придает прочность стеблям растений и защитным покровам животных. Кремний придает гладкость и прочность костям человека. Кремний входит в состав низших живых организмов - диатомовых водорослей и радиолярий. Химические свойства кремнияКремний горит в кислороде, образуя диоксид кремния или оксид кремния (IV): Будучи неметаллом, при нагревании он соединяется с металлами с образованием силицидов: Силициды легко разлагаются водой или кислотами, при этом выделяется газообразное водородное соединение кремния - силан: 4HCl + Mg 2 Si → SiH 4 + 2MgCl 2 В отличие от углеводородов силан на воздухе самовоспламеняется и сгорает с образованием диоксида кремния и воды: Повышенная реакционная способность силана по сравнению с метаном СН 4 объясняется тем, что у кремния больший размер атома, чем у углерода, поэтому химические связи Si-H слабее связей С-Н. Кремний взаимодействует с концентрированными водными растворами щелочи, образуя силикаты и водород: Кремний получают, восстанавливая его из диоксида магнием или углеродом: Оксид кремния (IV), или диоксид кремния, или кремнезём SiO 2 , как и СО 2 , является кислотным оксидом. Однако, в отличие от СО 2 , имеет не молекулярную, а атомную кристаллическую решетку. Поэтому SiO 2 - твердое и тугоплавкое вещество. Он не растворяется в воде и кислотах, кроме плавиковой, но взаимодействует при высоких температурах со щелочами с образованием солей кремниевой кислоты - силикатов: Силикаты можно получить также сплавлением диоксида кремния с оксидами металлов или с карбонатами: Силикаты натрия и калия называют растворимым стеклом. Их водные растворы - это хорошо известный силикатный клей. Из растворов силикатов действием на них более сильных кислот - соляной, серной, уксусной и даже угольной - получается кремниевая кислота H 2 SiO 3 : Следовательно, H 2 SiO 3 - очень слабая кислота . Она нерастворима в воде и выпадает из реакционной смеси в виде студенистого осадка, иногда заполняющего компактно весь объем раствора, превращая его в полутвердую массу, похожую на студень, желе. При высыхании этой массы образуется высокопористое вещество - силикагель, широко применяемый в качестве адсорбента - поглотителя других веществ. Справочный материал для прохождения тестирования: Таблица Менделеева Таблица растворимости |